blank

Ионные реакции обмена и электролитической диссоциации

В предыдущих статьях мы с вами уже рассмотрели окислительно-восстановительные реакции, научились правильно прогнозировать продукт реакции и понимать поведение исходных реагентов в зависимости от среды реакции.  Конечно вы помните, что 31 задание егэ по химии посвящено как раз ионным реакциям обмена и электролитической диссоциации.

Давайте сначала повторим (а кто-то изучит новое) теорию.

Электролитическая диссоциация. Понятия слабых и сильных электролитов

Электролитическая диссоциация – это равновесный процесс, залеченный в следующем: одновременно с ионизацией в растворе и расплаве электролита имеет место и обратный процесс – моляризация – соединение ионов в молекулы. Это значит, что в растворе или расплаве абсолютно любого электролита одновременно находятся в равновесии диссоциированная и Ионизация электролитов в растворе подчиняется законам химической термодинамики. То есть состояние равновесия при диссоциации зависит от природы растворенного вещества и растворителя, концентрации растворенного вещества и от температуры.

Для количественного выражения равновесия процесса ионизации введено понятие степени диссоциации – отношения числа диссоциированных молекул к общему числу молекул электролита в растворе, выражаемое либо в долях единицы либо в процентах.

По степени диссоциации электролиты условно делят на сильные и слабые ( в некоторых случаях фигурируют понятия очень слабых и средних электролитов). Из-за такой размытости понятий в различных источниках можно найти разные границы сильных и слабых электролитов. Давайте возьмем за основу, что сильные электролиты –это те, который в разбавленных растворах находятся  в виде ионов. А слабые находятся в виде молекул в разбавленных растворах. 

В водных растворах сильными электролитами являются практически все соли, гидроксиды и щелочных и щелочноземельных металлов и следующие кислоты:

— серная;

-соляная;

— азотная;

— хлорная;

-марганцовая;

— бромоводородная;

-иодоводородная.

К слабых электролитам относят воду, гидроксид аммония, амфотерные гидроксиды, малорастворимые основания и следующие кислоты:

— сероводородная;

— угольная;

— борная;

-уксусная;

— кремниевая;

— хлорноватистая;

— циановодородная.

Степень электролитической диссоциации зависит от природы электролита и растворителя и от концентрации раствора. 

Более точной характеристикой электролита является константа его диссоциации.  Константа диссоциации – константа равновесия процесса диссоциации, зависящая от природы электролита и растворителя, от температуры, но не зависящая от концентрации. Чем больше значение константы диссоциации, тем более глубоко протекает ионизация электролита. Но это справедливо только для слабых электролитов.  Ведь в них электролиты находятся в виде недиссоциированных молекул, и процент ионов крайне мал. В таких случаях константа диссоциации является величиной постоянной при заданной температуре и может служить мерой относительной силы слабых электролитов.

При изменении концентрации слабого электролита его степень диссоциации изменяется таким образом, что константа диссоциации остается величиной неизменной. 

Ионные реакции и ионные уравнения реакций

Мы получили представление о слабых и сильных электролитах и ионизации в растворе. Отсюда следует, что реакции между электролитами в растворе –это ионные реакции. Допустим смешали два разбавленных раствора электролитов АБ и ВД (пусть они дают однозарядные ионы). В ходе диссоциации электролитов в растворе будут находиться 4 вида ионов А+ Б-В+ Д— Они могут соединяться в другие комбинации при обменной реакции. Будет ли при этом равновесие смещаться вправо зависит от характера потенциальных продуктов реакции.  

Реакции обмена между электролитами в растворе возможна если один из продуктов уходит из сферы реакции, иными словами выпадает в осадок или выделяется в виде газообразного вещества либо является малодиссоциированным соединением. 

Ионные реакции записывают с помощью ионно-молекулярных уравнений (сокращенных и полных). Слабые электролиты, нерастворимые вещества, неэлектролиты записывают в молекулярной форме, а сильные электролиты –в ионной форме.

При составлении ионных уравнений нужно учитывать, что алгебраическая сумма зарядов ионов, на которые диссоциируют электролиты, равна нулю. 

Давайте теперь перейдем к практическим заданиям и рассмотрим различные уравнения реакций ионного обмена.

Практические задания

Задача 1

Даны растворы хлорида калия и нитрата серебра. Напишите уравнения реакции в молекулярной, полной ионной и сокращенной ионной форме.

Реакцию между водными растворами представленных соединений можно написать следующим образом:

  1. Молекулярное уравнение: AgNO3+KCl=AgCl+KNO3
  2. Полное ионно-молекулярное уравнение:  Ag++NO3+K++Cl=AgCl+K++NO3
  3. Сокращенное ионно-молекулярное уравнение: Ag++Cl=AgCl

Первое уравнение у нас описывает сам характер реакции в молекулярном виде. Второе представляет сильные электролиты в ионной форме, а нерастворимое вещество в молекулярной форме. В третьем уравнении считаем, что катионы калия и нитрат-ионы мало чем отличаются по своему состоянию что до, что после реакции, поэтому мы ими пренебрегаем и записываем реакции в сокращенном виде (взаимодействия ионов серебра и хлора). 

Задача 2

Даны растворы ацетата натрия и соляной кислоты. Напишите уравнения реакции в молекулярной, полной ионной и сокращенной ионной форме.

  1. Молекулярное уравнение: CH3COONa+HCl=NaCl+CH3COOH
  2. Полное ионно-молекулярное уравнение:  Na++CH3COO+H++Cl=Na++Cl+CH3COOH
  3. Сокращенное ионно-молекулярное уравнение: CH3COO+H+=CH3COOH

Давайте теперь дадим пояснение написанному. Уксусная кислота представляет собой слабый электролит, поэтому ее записываем в молекулярной форме, а вот  все другие реагенты –соляная кислота и соли – сильные электролиты и их записываем в ионном формате. Сокращенное ионное уравнение показывает, что у нас протекает реакция обмена с образованием слабого электролита – уксусной кислоты.

Задача 3

Даны растворы карбоната кальция и соляной кислоты. Напишите уравнения реакции в молекулярной, полной ионной и сокращенной ионной форме.

  1. Молекулярное уравнение: CaCO3+2HCl=CaCl2+H2O+CO2
  2. Полное ионно-молекулярное уравнение:  CaCO3+2H++2Cl=Ca2++H2O+CO2
  3. Сокращенное ионно-молекулярное уравнение: CaCO3+2H+=Ca2++H2O+CO2

Эта реакция у нас также представляет собой реакцию обмена, в которой карбонат кальция-малорастворимое вещество, вода –слабый электролит, а углекислый газ –газообразное вещество, не являющееся электролитом.  Последнее уравнение отражает сущность реакции: углекислый газ можно получить только воздействием кислот на карбонаты. Реакция у нас необратима, ввиду удаления углекислого газа их реакционной системы. 

А теперь по сложившейся традиции представляем вам упражнения для самостоятельного решения и проверки усвоения материала.

В экзаменационных работах у вас представлен будет перечень реагентов для составления окислительно-восстановительной реакции 30 задания егэ по химии и 31 задания егэ по химии. Это усложним вам несколько жизнь, поэтому предлагаем вам выбрать из представленного списка реагентов те, которые вступают в реакцию ионного обмена.

Задача для проверки

Хлорат натрия, манганат калия, гидроксид хрома, серная кислота, силицид магния, пероксид водорода, гидроксид бария

Напишите уравнение в молекулярной, ионной и сокращенной ионной форме. Объясните свой выбор.

Оставить Комментарий