Составление уравнений реакций в молекулярных и ионных формах.

Тема работы: Составление уравнений реакций в молекулярных и ионных формах .

Цель работы: Изучить условия протекания реакций ионного обмена и правила написания ионообменных реакций в молекулярной и ионной формах. Научиться составлять уравнения молекулярных и ионных реакций проходящих в растворах.

Правила выполнения практического занятия:

1.ознакомиться с теоретическим обоснованием практического занятия;

2.в соответствии с одним из вариантов произвести расчеты по формулам и уравнениям;

4.ответить на контрольные вопросы;

5.сдать зачет по практическому занятию.

Теоретическая часть

Электролитической диссоциацией называется частичный или полный распад молекул электролита на ионы под действием полярных молекул растворителей.

Диссоциация протекает в результате сложного физико-химического взаимодействия молекул электролита с полярными молекулами растворителей. Взаимодействие ионов с полярными молекулами растворителя называется сольватацией (для водных растворов –гидратацией) ионов. В растворах электролитов образуются сольватированные ионы.

Электролиты проводят электрический ток в растворенном или расплавленном состоянии , так как в растворах имеются заряженные частицы: катионы и анионы.

Вещества, которые в растворенном или расплавленном состоянии не проводят электрического тока, называются неэлектролитами . Количественно процесс диссоциации характеризуется степенью электролитической диссоциации. Степенью диссоциации называется отношение числа молекул, распавшихся на ионы n к общему числу молекул N растворенного вещества:

Степень диссоциации выражается в процентах или долях единицы. Электролиты делятся на три группы: а) сильные, б) средние, в) слабые.

Кислотами с точки зрения электролитической диссоциации называются электролиты, образующие в водных растворах положительно заряженные ионы водорода и анионы кислотного остатка.

Ионы водорода являются характерными для кислот и определяют их свойства. Кислоты, являющиеся сильными электролитами : азотная HNO 3 , соляная HCl, бромоводородная HBr, иодоводородная HJ, серная H 2 SO 4 ,марганцовая HMnO 4 и другие.

Слабых электролитов значительно больше, чем сильных. Слабыми электролитами являются кислоты: сернистая H 2 SO 3 , фтороводородная HF, угольная H 2 CO 3 , сероводородная H 2 S, уксусная CH 3 COOH и др.

Классификация электролитов

Степень электролитической диссоциации

Сила электролита

Примеры

H 2 SO 4 , HNO 3 ,HCl, HBr, HI

Ме(OH) n Р., М. в воде

HF , H 2 SO 3 , Н 3 PO 4

Fe(OH) 3

H 2 S , H 2 CO 3 , H 2 SiO 3 , СН 3 СООH

Ме(OH) n Н. в воде и NH 4 OH

Многоосновные кислоты диссоциируют ступенчато.

Примеры диссоциации кислот: HCl = H + + Cl – ;

С точки зрения электролитической диссоциации основаниями называются электролиты, образующие в водных растворах отрицательно заряженные гидроксид-ионы ОН- и катионы металлов. Гидроксид- ионы обуславливают общие свойства оснований. Основания с валентностью катиона больше единицы диссоциируют ступенчато. Сильными электролитами являются основания, в которых катионами являются щелочные и щелочноземельные металлы, за исключением Be(OH)2 и Mg(OH)2.

В основном основания являются слабыми электролитами, особенно образованные амфотерными металлами, их называют гидроксидами.

Ca(OH) - = Ca 2+ + OH - ;

Соли – это электролиты, которые диссоциируют на катионы металла и кислотного остатка.

Растворимые средние соли (Na 2 CO 3 , NaCl, K 2 SO 4 и др.) – обычно сильные электролиты и диссоциируют в воде в одну ступень независимо от состава.

Например - Na 2 CO 3 = 2Na + + CO 3 2 − .

Кислые и основные соли диссоциируют ступенчато:

MgOHCl = MgOH + + Cl − ;

MgOH + = Mg 2+ + OH − .

Реакции в растворах электролитов протекают между ионами, на которые распадаются молекулы растворенных веществ, а не между молекулами.

Реакции, протекающие между ионами, называются ионными реакциями.

Реакции ионного обмена в водных растворах могут протекать:

1) необратимо, до конца;

2) обратимо, то есть протекать одновременно в двух противоположных направлениях.

Правило - Реакции обмена между растворами сильных электролитов идут до конца , если образуется малодиссоциирующее вещество, или вещество, практически нерастворимое, выделяющееся из раствора в виде осадка или газа.

Если исходные вещества – сильные электролиты, которые при взаимодействии не образуют нерастворимых или малодиссоциирующих веществ или газов, то такие реакции не протекают: при смешивании растворов образуется смесь ионов.

Реакции записываю в трех формах:

молекулярной;

полной ионной;

сокращенной ионной.

Сильные электролиты записываются в виде ионов, средние и слабые электролиты, осадки и газы – в виде молекул. Сущность реакции отражается сокращенным ионным уравнением, в котором указываются только частицы, непосредственно вступающие в реакцию и не указываются ионы и молекулы, концентрация которых существенно не изменяется. Реакции между электролитами протекают в сторону образования газа, осадка или более слабого электролита.

Пример 1

Реакции в растворах электролитов: нейтрализация слабым основанием (гидроксидом аммония) сильной азотной кислоты.

Молекулярное уравнение реакции:

В этой реакции сильные электролиты: азотная кислота и образующаяся соль - нитрат аммония, которые записываем в виде ионов, а слабые: гидроксид аммония и вода, которые записываем в виде молекул. Полное ионно-молекулярное уравнение имеет вид:

Как видно, не претерпевают изменений в ходе реакции только ионы NO 3 - , исключая их, записываем сокращенное ионно-молекулярное уравнение:

Пример 2

Записать в ионно-молекулярной форме уравнение реакций между следующими веществами: Н 2 SO 4 и Fe(OH) 3 ; Na 2 CO 3 и HCl.

Обменные реакции в растворах электролитов протекают в направлении образования малорастворимых веществ, осадков, газов или молекул слабых электролитов.

Запишем уравнение реакции:

Так как Fe(OH) 3 − малорастворимое вещество, а Н 2 О − слабый электролит, их записываем в молекулярной форме:

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

Ионы, не участвующие в реакции, сокращаются. Конечное уравнение имеет вид

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

б) В результате реакции Na 2 CO 3 + 2HCl = 2NaCl + H 2 CO 3

получается кислота, которая в момент образования распадается на СО 2 и Н 2 О.

2Na + + CO 3 2 − + 2H + + 2Cl − = 2Na + + 2Cl − + CO 2 + H 2 O.

Конечное уравнение имеет вид

Пример 3

По ионно-молекулярной реакции Pb 2+ + S 2 − = PbS ↓ составьте два молекулярных уравнения.

В левой части указаны свободные ионы, которые образуются при диссоциации растворимых сильных электролитов, следовательно, из таблицы растворимости выбираем электролиты, содержащие эти ионы:

Практическая часть

1. Допишите молекулярные, полные и сокращённые ионные уравнения в примерах :

2. Составить молекулярные уравнения для реакций, если сокращённые ионные уравнения имеют вид: a) Ca 2+ + CO 3 2- → CaCO 3 ↓;

3. Даны растворы:

а) нитрата серебра( I ) и хлорида кальция;

б) нитрата серебра( I ) и ортофосфата натрия;

в) серной кислоты и хлорида бария;

г) гидроксида бария и сульфата натрия.

Напишите уравнения реакций, если эти растворы слить попарно. Какие видимые изменения будут наблюдаться при протекании данных реакций?

4. Составьте молекулярные и ионные уравнения реакций между веществами:

Отметьте обратимые реакции. Поясните, почему необратимые реакции идут до конца.

5. Определите возможность протекания реакций обмена между водными растворами веществ:

а) сульфата калия и гидроксида бария;

б) карбоната натрия и хлорида кальция;

в) нитрата меди ( II ) и сульфата железа( II );

г) гидроксида натрия и серной кислоты;

Составьте уравнения возможных реакций в молекулярной, полной и сокращённой ионных формах.

6. Составьте молекулярные уравнения реакций, сущность которых выражают следующие сокращённые ионные уравнения:

а ) Zn 2+ + S 2- → ZnS↓;

б ) Cr 3+ + 3OH - → Cr(OH) 3 ↓;

в ) Ag + + Cl - → AgCl↓;

г ) H + + OH - → H 2 O;

7. Напишите полные и сокращённые ионные уравнения возможных реакций попарно сливаемыми растворами солей:

1.Что такое электролиты? Какие вещества относятся к электролитам?

2.Что такое электролитическая диссоциация?

3.Укажите, какие ионы влияют на изменение окраски индикатора?

4.Какими общими свойствами обладают растворимые и нерастворимые основания?

5.Как называются реакции между кислотой и основанием? Почему?

6.В чём заключается сущность реакций ионного обмена? 7. Перечислить условия течения реакций ионного обмена до конца.

Список использованных источников

1. Габриелян О.С. Химия: Учебник для студентов учреждений среднего профессионального образования / И.Г. Габриелян, И.Г. Остроумов, – М.: Академия, 2011. 2. Габриелян О.С. Химия 11 класс. Базовый уровень: Учебник для общеобразовательных учреждений, – М.: Дрофа, 2010. 3. Хомченко И.Г. Общая химия: Учебник для средних профессиональных учебных заведений, - М.: Новая Волна, 2010. 4. Хомченко И.Г. Общая химия. Сборник задач и упражнений: Учебное пособие, – М.: Новая Волна, 2010.