Уравнение в полном и сокращенном ионном виде. Составление ионных уравнений

В разбавленных растворах электролитов (кислот, оснований, солей) химические реакции протекают обычно при участии ионов . При этом все элементы реагентов могут сохранять свои степени окисления (обменные реакции ) или изменять их (окислительно – восстановительных реакции ).
В соответствии с правилом Бертолле , ионные реакции протекают практически необратимо, если образуются твердые малорастворимые вещества (они выпадают в осадок), легколетучие вещества (они выделяются в воде газов) или растворимые вещества — слабые электролиты (в том числе и вода). Ионные реакции изображаются системой уравнений – молекулярным , полным и кратким ионным . Ниже полные ионные уравнения опущены.
При написании уравнений ионных реакций надо обязательно руководствоваться .
Примеры реакций с выпадением осадков:
a) Ba(OH) 2 + H 2 SO 4 = BaSO 4 ↓ + 2H 2 O
Ba 2+ + SO 4 2- = BaSO 4 ↓
б) AgNO 3 + KI = AgI↓ + KNO 3
Ag + + I — = AgI↓
в) MgCl 2 + 2KOH = Mg(OH) 2 ↓ + 2KCl
Mg 2+ + 2OH — = Mg(OH) 2 ↓
г) 3Zn(CH 3 COO) 2 + 2Na 3 PO 4 = Zn 3 (PO 4) 2 ↓ + 6Na(CH 3 COO)
3Zn 2+ + 2PO 4 3- = Zn 3 (PO 4) 2 ↓
Обратите внимание, AgCO 3 , BaCO 3 и CaCO 3 ПРАКТИЧЕСКИ НЕРАСТВОРИМЫЕ В ВОДЕ И ВЫПАДАЮТ В ОСАДОК КАК ТАКОВЫЕ, НАПРИМЕР:
Ba(NO 3) 2 + K 2 CO 3 = BaCO 3 ↓ + 2KNO 3
Ba 2+ + CO 3 2- = BaCO 3 ↓
Соли остальных катионов, такие как MgCO 3 , CuCO 3 , FeCO 3 , ZnCO 3 и другие, хотя и нерастворимые в воде, но не осаждаются из водного раствора при проведении ионных реакций (т.е. их нельзя получить этим способом).
Например карбонат железа (II) FeCO 3 , полученный «сухим путем» или взятый в виде минерала сидерит , при внесении в воду осаждается без видимого взаимодействия. Однако при попытке его получения по обменной реакции в растворе между FeSO 4 и K 2 CO 3 выпадает осадок основной соли (приведен условный состав, на практике состав более сложный) и выделяется углекислый газ:
2FeSO 4 + H 2 O + 2Na 2 CO 3 = 2Na 2 SO 4 + Fe 2 CO 3 (OH) 2 ↓ + CO 2
2Fe 2+ + H 2 O + 2CO 3 2- = Fe 2 CO 3 (OH) 2 ↓ + CO 2
Аналогично FeCO 3, сульфид хрома (3) Cr 2 S 3 (нерастворимый в воде) не осаждается из раствора:

2CrCl 3 + 6H 2 O + 3Na 2 S = 6NaCl + 2Cr(OH) 3 ↓ + 3H 2 S
2Cr 3+ + 6H 2 O + 3S 2- = 2Cr(OH) 3 ↓ + 3H 2 S
Некоторые соли разлагаются водой – сульфид алюминия Al 2 S 3 (а также BeS) и ацетат хрома(III) Cr(CH 3 COO) 3:
а) Al 2 S 3 + 6H 2 O = 2Al(OH) 3 ↓ + 3H 2 S
б) Cr(CH 3 COO) 3 + 2H 2 O= Cr(CH 3 COO)(OH) 2 ↓ + 2CH 3 COOH
Следовательно, эти соли нельзя получить по обменной реакции в растворе:
а) 2AlCl 3 + 6H 2 O +3K 2 S = 6KCl + 2Al(OH) 3 ↓ +3H 2 S
2Al 3+ + 6H 2 O + 3S 2- = 2Al(OH) 3 ↓ + 3H 2 S
б) CrCl 3 + 2H 2 O + 3Na(CH 3 COO) =
3NaCl + Cr(CH 3 COO)(OH) 2 ↓ + 2CH 3 COOH
Cr 3+ + 2H 2 O + 3CH 3 COO — =
Cr(CH 3 COO)(OH) 2 ↓ + CH 3 COOH

Примеры реакций с выделением газа:
а) BaS + 2HCl = BaCl 2 + H 2 S
S 2- + 2H + = H 2 S
б) Na 2 CO 3 + H 2 SO 4 = Na 2 SO 4 + CO 2 + H 2 O
CO 3 2- + 2H + = CO 2 + H 2 O
в) CaCO 3(T) + 2HNO 3 = Ca(NO 3) 2 + CO 2 + H 2 O
CaCO 3(T) + 2H + = Ca 2+ + CO 2 + H 2 O
Примеры реакций с образованием слабых электролитов:
а) 3NaOH + H 3 PO 4 = Na 3 PO 4 + 3H 2 O
3OH — + H 3 PO 4 = PO 4 3- + 3H 2 O
б) Mg(CH 3 COO) 2 + H 2 SO 4 = MgSO 4 + 2CH 3 COOH
CH 3 COO — + H + = CH 3 COOH
в) NH 4 F + HBr = NH 4 Br + HF
F — + H + = HF
Если реагенты и продукты обменной реакции не являются сильными электролитам, ионный вид уравнения отсутствует, например:
Mg(OH) 2(T) + 2HF = MgF 2 ↓ + 2H 2 O

В растворах электролитов реакции происходят между гидратированными ионами, поэтому их называют ионными реакциями. В направлении их важное значение имеют природа и прочность химической связи в продуктах реакции. Обычно обмен в растворах электролитов приводит к образованию соединения с более прочной химической связью. Так, при взаимодействии растворов солей хлорида бария ВаСl 2 и сульфата калия K 2 SO 4 в смеси окажутся четыре вида гидратированных ионов Ва 2 +(Н 2 О)n, Сl - (H 2 O)m, K + (H 2 O)p, SO 2 -4 (H 2 O)q, между которыми произойдет реакция по уравнению:

BaCl 2 +K 2 SO 4 =BaSO 4 +2КСl

Сульфат бария выпадет в виде осадка, в кристаллах которого химическая связь между ионами Ва 2+ и SO 2- 4 более прочная, чем связь с гидратирующими их молекулами воды. Связь же ионов К+ и Сl - лишь незначительно превышает сумму энергий их гидратации, поэтому столкновение этих ионов не приведет к образованию осадка.

Следовательно, можно сделать следующий вывод. Реакции обмена происходят при взаимодействии таких ионов, энергия связи между которыми в продукте реакции намного больше, чем сумма энергий их гидратации.

Реакции ионного обмена описываются ионными уравнения-ми. Труднорастворимые, летучие и малодиссоциированные соеди-нения пишут в молекулярной форме. Если при взаимодействии растворов электролитов не образуется ни одного из указанных видов соединения, это означает, что практически реакции не протекают.

Образование труднорастворимых соединений

Например, взаимодействие между карбонатом натрия и хлоридом бария в виде молекулярного уравнения запишется так:

Na 2 CO 3 + ВаСl 2 = BaCO 3 +2NaCl или в виде:

2Na + +СO 2- 3 +Ва 2+ +2Сl - = BaCO 3 + 2Na + +2Сl -

Прореагировали только ионы Ва 2+ и СО -2 , состояние остальных ионов не изменилось, поэтому краткое ионное уравнение примет вид:

CO 2- 3 +Ba 2+ =BaCO 3

Образование летучих веществ

Молекулярное уравнение взаимодействия карбоната кальция и соляной кислоты запишется так:

СаСO 3 +2НСl=СаСl 2 +Н 2 О+CO 2

Один из продуктов реакции - диоксид углерода СО 2 - выделился из сферы реакции в виде газа. Развернутое ионное уравнение имеет вид:

СаСО 3 +2Н + +2Сl - = Са 2+ +2Сl - +Н 2 O+CO 2

Результат реакции описывается следующим кратким ионным уравнением:

СаСO 3 +2Н + =Са 2+ +Н 2 О+CO 2

Образование малодиссоцированного соединения

Примером такой реакции служит любая реакция нейтрализации, в результате чего образуется вода - малодиссоциированное соединение:

NaOH+НСl=NaCl+Н 2 О

Na + +ОН-+Н + +Cl - = Na + +Сl - +Н 2 О

ОН-+Н+= Н 2 O

Из краткого ионного уравнения следует, что процесс выразился во взаимодействии ионов Н+ и ОН-.

Все три вида реакций идут необратимо, до конца.

Если слить растворы, например, хлорида натрия и нитрата кальция, то, как показывает ионное уравнение, никакой реакции не произойдет, так как не образуется ни осадка, ни газа, ни малодиссоциирующего соединения:

По таблице растворимости устанавливаем, что AgNO 3 , КСl, KNO 3 - растворимые соединения, AgCl - нерастворимое вещество.

Составляем ионное уравнение реакции с учетом растворимости соединений:

Краткое ионное уравнение раскрывает сущность происходящего химического превращения. Видно, что фактически приняли участие в реакции лишь ионы Ag+ и Сl - . Остальные ионы остались без изменения.

Пример 2. Составьте молекулярное и ионное уравнение реакции между: а) хлоридом железа (III) и гидроксидом калия; б) сульфатом калия и иодидом цинка.

а) Составляем молекулярное уравнение реакции между FeCl 3 и КОН:

По таблице растворимости устанавливаем, что из полученных соединений нерастворим только гидроксид железа Fe(OH) 3 . Составляем ионное уравнение реакции:

В ионном уравнении показано, что коэффициенты 3, стоящие в молекулярном уравнении, в равной степени относятся к ионам. Это общее правило составления ионных уравнений. Изобразим уравнение реакции в краткой ионной форме:

Это уравнение показывает, что в реакции принимали участие лишь ионы Fe3+ и ОН-.

б) Составим молекулярное уравнение для второй реакции:

K 2 SO 4 +ZnI 2 = 2KI+ZnSO 4

Из таблицы растворимости следует, что исходные и полученные соединения растворимы, поэтому реакция обратима, не доходит до конца. Действительно, здесь не образуется ни осадка, ни газообразного соединения, ни малодиссоциированного соединения. Составим полное ионное уравнение реакции:

2К + +SO 2- 4 +Zn 2+ +2I - + 2К + + 2I - +Zn 2+ +SO 2- 4

Пример 3. По ионному уравнению: Cu 2+ +S 2- -= CuS составить молекулярное уравнение реакции.

Ионное уравнение показывает, что в левой части уравнения Должны быть молекулы соединений, имеющих в своем составе ионы Cu 2+ и S 2-. Эти вещества должны быть растворимы в воде.

По таблице растворимости выберем два растворимых соединения, в состав которых входят катион Cu 2+ и анион S 2-. Составим молекулярное уравнение реакции между данными соединениями:

CuSO 4 +Na 2 S CuS+Na 2 SO 4

Подавляющее большинство реакций, с которыми нам придется сталкиваться при изучении свойств отдельных элементов и их соединений, протекает в растворах электролитов между их ионами. Поэтому весьма важно овладеть техникой составления ионных уравнений.

В предыдущем параграфе были подробно разобраны типичные примеры ионных реакций. На основании всего сказанного там об ионных уравнениях можно рекомендовать следующий порядок их составления:

1.Написать уравнение реакции в молекулярной форме.

2.Переписать же уравнение, оставив нерастворимые или слабо диссоциирующие в виде молекул и записав все остальные в виде тех ионов, на которые они диссоциируют.

3.Исключить ионы, не участвующие в реакции, т. е. встречающиеся в левой и правой частях уравнения в равном числе.

Для закрепления в памяти этих приемов приведем два примера составления ионных уравнений.

Пример 1. Составление ионного уравнения реакции между сероводородом (слабая кислота) и сернокислой медью:

1)CuSO 4 + H 2 S = CuS + H 2 SO 4

2)Сu + SO 4 »+ H 2 S = CuS + 2H + SO 4 »

3)Cu + H 2 S = CuS + 2H

Пример 2. Составление ионного уравнения реакции между гидратом окиси свинца и соляной кислотой:

1) Рb(ОН) 2 + 2НСl = РЬСl 2 + 2Н 2 O

2) Pb(OH) 2 + 2H + 2Cl’ = РbСl 2 + 2Н 2 O

Из последнего- уравнения ничего нельзя исключить, так как оба иона - Н и Сl’ участвуют в реакции.

При некотором навыке можно сразу составлять , минуя первую и вторую стадии. Для этого надо только ясно представлять себе: а) образование какого обусловливает течение данной реакции; б) имеются ли необходимые для его образования ионы в готовом виде в растворе или они образуются в процессе реакции из молекул слабо диссоциирующих или трудно растворимых веществ. В этом случае удобнее начинать составление уравнения со второй его половины, т. е. прежде всего написать формулу образующегося вещества, затем те ионы или ионы и молекулы, которые необходимы для его образования, наконец, ионы, получающиеся в результате реакции. После этого надо подобрать коэффициенты.

Для составления ионных уравнений необходимо знать, какие соли растворимы в воде и какие практически нерастворимы. Некоторые общие данные о растворимости в воде важнейших солей наиболее распространенных металлов приведены в табл. 14.

Таблица 14

Вы читаете, статья на тему Составление ионных уравнений

Реакции ионного обмена — реакции в водных растворах между электролитами, протекающие без изменений степеней окисления образующих их элементов.

Необходимым условием протекания реакции между электролитами (солями, кислотами и основаниями) является образование малодиссоциирующего вещества (вода, слабая кислота, гидроксид аммония), осадка или газа.

Расcмотрим реакцию, в результате которой образуется вода. К таким реакциям относятся все реакции между любой кислотой и любым основанием. Например, взаимодействие азотной кислоты с гидроксидом калия:

HNO 3 + KOH = KNO 3 + H 2 O (1)

Исходные вещества, т.е. азотная кислота и гидроксид калия, а также один из продуктов, а именно нитрат калия, являются сильными электролитами, т.е. в водном растворе они существуют практически только в виде ионов. Образовавшаяся вода относится к слабым электролитам, т.е. практически не распадается на ионы. Таким образом, более точно переписать уравнение выше можно, указав реальное состояние веществ в водном растворе, т.е. в виде ионов:

H + + NO 3 − + K + + OH ‑ = K + + NO 3 − + H 2 O (2)

Как можно заметить из уравнения (2), что до реакции, что после в растворе находятся ионы NO 3 − и K + . Другими словами, по сути, нитрат-ионы и ионы калия никак не участвовали в реакции. Реакция произошла только благодаря объединению частиц H + и OH − в молекулы воды. Таким образом, произведя алгебраически сокращение одинаковых ионов в уравнении (2):

H + + NO 3 − + K + + OH ‑ = K + + NO 3 − + H 2 O

мы получим:

H + + OH ‑ = H 2 O (3)

Уравнения вида (3) называют сокращенными ионными уравнениями , вида (2) — полными ионными уравнениями , а вида (1) — молекулярными уравнениями реакций .

Фактически ионное уравнение реакции максимально отражает ее суть, именно то, благодаря чему становится возможным ее протекание. Следует отметить, что одному сокращенному ионному уравнению могут соответствовать множество различных реакций. Действительно, если взять, к примеру, не азотную кислоту, а соляную, а вместо гидроксида калия использовать, скажем, гидроксид бария, мы имеем следующее молекулярное уравнение реакции:

2HCl+ Ba(OH) 2 = BaCl 2 + 2H 2 O

Соляная кислота, гидроксид бария и хлорид бария являются сильными электролитами, то есть существуют в растворе преимущественно в виде ионов. Вода, как уже обсуждалось выше, – слабый электролит, то есть существует в растворе практически только в виде молекул. Таким образом, полное ионное уравнение данной реакции будет выглядеть следующим образом:

2H + + 2Cl − + Ba 2+ + 2OH − = Ba 2+ + 2Cl − + 2H 2 O

Сократим одинаковые ионы слева и справа и получим:

2H + + 2OH − = 2H 2 O

Разделив и левую и правую часть на 2, получим:

H + + OH − = H 2 O,

Полученное сокращенное ионное уравнение полностью совпадает с сокращенными ионным уравнением взаимодействия азотной кислоты и гидроксида калия.

При составлении ионных уравнений в виде ионов записывают только формулы:

1) сильных кислот (HCl, HBr, HI, H 2 SO 4 , HNO 3 , HClO 4) (список сильных кислот надо выучить!)

2) сильных оснований (гидроксиды щелочных (ЩМ) и щелочно-земельных металлов(ЩЗМ))

3) растворимых солей

В молекулярном виде записывают формулы:

1) Воды H 2 O

2) Слабых кислот (H 2 S, H 2 CO 3 , HF, HCN, CH 3 COOH (и др. практически все органические)).

3) Слабых оcнований (NH 4 OH и практически все гидроксиды металлов кроме ЩМ и ЩЗМ.

4) Малорастворимых солей (↓) («М» или «Н» в таблице растворимости).

5) Оксидов (и др. веществ, не являющихся электролитами).

Попробуем записать уравнение между гидроксидом железа (III) и серной кислотой. В молекулярном виде уравнение их взаимодействия записывается следующим образом:

2Fe(OH) 3 + 3H 2 SO 4 = Fe 2 (SO 4) 3 + 6H 2 O

Гидроксиду железа (III) соответствует в таблице растворимости обозначение «Н», что говорит нам о его нерастворимости, т.е. в ионном уравнении его надо записывать целиком, т.е. как Fe(OH) 3 . Серная кислота растворима и относится к сильным электролитам, то есть существует в растворе преимущественно в продиссоциированном состоянии. Сульфат железа (III), как и практически все другие соли, относится к сильным электролитам, и, поскольку он растворим в воде, в ионном уравнении его нужно писать в виде ионов. Учитывая все вышесказанное, получаем полное ионное уравнение следующего вида:

2Fe(OH) 3 + 6H + + 3SO 4 2- = 2Fe 3+ + 3SO 4 2- + 6H 2 O

Сократив сульфат-ионы слева и справа, получаем:

2Fe(OH) 3 + 6H + = 2Fe 3+ + 6H 2 O

разделив обе части уравнения на 2 получаем сокращенное ионное уравнение:

Fe(OH) 3 + 3H + = Fe 3+ + 3H 2 O

Теперь давайте рассмотрим реакцию ионного обмена, в результате которой образуется осадок. Например, взаимодействие двух растворимых солей:

Все три соли – карбонат натрия, хлорид кальция, хлорид натрия и карбонат кальция (да-да, и он тоже) – относятся к сильным электролитам и все, кроме карбоната кальция, растворимы в воде, т.е. есть участвуют в данной реакции в виде ионов:

2Na + + CO 3 2- + Ca 2+ + 2Cl − = CaCO 3 ↓+ 2Na + + 2Cl −

Сократив одинаковые ионы слева и справа в данном уравнении, получим сокращенное ионное:

CO 3 2- + Ca 2+ = CaCO 3 ↓

Последнее уравнение отображает причину взаимодействия растворов карбоната натрия и хлорида кальция. Ионы кальция и карбонат-ионы объединяются в нейтральные молекулы карбоната кальция, которые, соединяясь друг с другом, порождают мелкие кристаллы осадка CaCO 3 ионного строения.

Примечание важное для сдачи ЕГЭ по химии

Чтобы реакция соли1 с солью2 протекала, помимо базовых требований к протеканиям ионных реакций (газ, осадок или вода в продуктах реакции), на такие реакции накладывается еще одно требование – исходные соли должны быть растворимы. То есть, например,

CuS + Fe(NO 3) 2 ≠ FeS + Cu(NO 3) 2

реакция не идет, хотя FeS – потенциально мог бы дать осадок, т.к. нерастворим. Причина того что реакция не идет – нерастворимость одной из исходных солей (CuS).

А вот, например,

Na 2 CO 3 + CaCl 2 = CaCO 3 ↓+ 2NaCl

протекает, так как карбонат кальция нерастворим и исходные соли растворимы.

То же самое касается взаимодействия солей с основаниями. Помимо базовых требований к протеканию реакций ионного обмена, для того чтобы соль с основанием реагировали необходима растворимость их обоих. Таким образом:

Cu(OH) 2 + Na 2 S – не протекает,

т.к. Cu(OH) 2 нерастворим, хотя потенциальный продукт CuS был бы осадком.

А вот реакция между NaOH и Cu(NO 3) 2 протекает, так оба исходных вещества растворимы и дают осадок Cu(OH) 2:

2NaOH + Cu(NO 3) 2 = Cu(OH) 2 ↓+ 2NaNO 3

Внимание! Ни в коем случае не распространяйте требование растворимости исходных веществ дальше реакций соль1+ соль2 и соль + основание.

Например, с кислотами выполнение этого требования не обязательно. В частности, все растворимые кислоты прекрасно реагируют со всеми карбонатами, в том числе нерастворимыми.

Другими словами:

1) Соль1+ соль2 — реакция идет если исходные соли растворимы, а в продуктах есть осадок

2) Соль + гидроксид металла – реакция идет, если в исходные вещества растворимы и в продуктах есть осадок или гидроксид аммония.

Рассмотрим третье условие протекания реакций ионного обмена – образование газа. Строго говоря, только в результате ионного обмена образование газа возможно лишь в редких случаях, например, при образовании газообразного сероводорода:

K 2 S + 2HBr = 2KBr + H 2 S

В большинстве же остальных случаев газ образуется в результате разложения одного из продуктов реакции ионного обмена. Например, нужно точно знать в рамках ЕГЭ, что с образованием газа в виду неустойчивости разлагаются такие продукты, как H 2 CO 3 , NH 4 OH и H 2 SO 3:

H 2 CO 3 = H 2 O + CO 2

NH 4 OH = H 2 O + NH 3

H 2 SO 3 = H 2 O + SO 2

Другими словами, если в результате ионного обмена образуются угольная кислота, гидроксид аммония или сернистая кислота, реакция ионного обмена протекает благодаря образованию газообразного продукта:

Запишем ионные уравнения для всех указанных выше реакций, приводящих к образованию газов. 1) Для реакции:

K 2 S + 2HBr = 2KBr + H 2 S

В ионном виде будут записываться сульфид калия и бромид калия, т.к. являются растворимыми солями, а также бромоводородная кислота, т.к. относится к сильным кислотам. Сероводород же, являясь малорастворимым и плохо диссоциирцющим на ионы газом, запишется в молекулярном виде:

2K + + S 2- + 2H + + 2Br — = 2K + + 2Br — + H 2 S

Сократив одинаковые ионы получаем:

S 2- + 2H + = H 2 S

2) Для уравнения:

Na 2 CO 3 + H 2 SO 4 = Na 2 SO 4 + H 2 O + CO 2

В ионном виде запишутся Na 2 CO 3 , Na 2 SO 4 как хорошо растворимые соли и H 2 SO 4 как сильная кислота. Вода является малодиссоциирующим веществом, а CO 2 и вовсе неэлектролит, поэтому их формулы будут записываться в молекулярном виде:

2Na + + CO 3 2- + 2H + + SO 4 2- = 2Na + + SO 4 2 + H 2 O + CO 2

CO 3 2- + 2H + = H 2 O + CO 2

3) для уравнения:

NH 4 NO 3 + KOH = KNO 3 + H 2 O + NH 3

Молекулы воды и аммиака запишутся целиком, а NH 4 NO 3 , KNO 3 и KOH запишутся в ионном виде, т.к. все нитраты являются хорошо растворимыми солями, а KOH является гидроксидом щелочного металла, т.е. сильным основанием:

NH 4 + + NO 3 − + K + + OH − = K + + NO 3 − + H 2 O + NH 3

NH 4 + + OH − = H 2 O + NH 3

Для уравнения:

Na 2 SO 3 + 2HCl = 2NaCl + H 2 O + SO 2

Полное и сокращенное уравнение будут иметь вид:

2Na + + SO 3 2- + 2H + + 2Cl − = 2Na + + 2Cl − + H 2 O + SO 2

Занятие 7.

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 - , Cu 2+ , NO 3 -

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 :

Процесс диссоциации можно записать следующим образом:

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

Cu(NO 3) 2 à Cu 2+ + 2NO 3 - (α=1)

KAl(SO 4) 2 à K + + Al 3+ +2SO 4 2- (α=1)

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

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

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

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

NaHCO 3 à Na + + HCO 3 - (α=1) HCO 3 - ⇄ H + + CO 3 2- (α < 1)

Cu(OH)Cl à CuOH + + Cl - (α=1) CuOH + ⇄ Cu 2+ + 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 + Н 2 SО 4 = ZnSО 4 + Н 2 О,

AgNО 3 + КВr = АgВr↓ + КNО 3 ,

СrСl 3 + 3NаОН = Сr(ОН) 3 ↓ + 3NаСl

К 2 СО 3 + 2НСl = 2КСl +Н 2 О + СО 2

Составление уравнений реакций ионного обмена:

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 (НСО 3 - , Н 2 РО 4 - 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.

ZnS + 2HCl à ZnCl 2 + H 2 S - молекулярная форма

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

ZnS +2H + +2Cl - àZn 2+ +2Cl - + H 2 S -полное ионно-молекулярное уравнение

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

ZnS +2H + àZn 2+ + H 2 S - сокращенное ионное уравнение

Пример 2. Гидрокарбонат калия + гидроксид калия à

KHCO 3 + KOH à K 2 CO 3 + H 2 O

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

К + +НСО 3 - + К + +ОН - à 2K + + CO 3 2- + H 2 O

И теперь сокращаем: НСО 3 - + ОН - à CO 3 2- + H 2 O

Главная » Упражнения » Уравнение в полном и сокращенном ионном виде. Составление ионных уравнений