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:
- Молекулярное уравнение: AgNO3+KCl=AgCl+KNO3
- Полное ионно-молекулярное уравнение: Ag++NO3—+K++Cl—=AgCl+K++NO3—
- 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.
- Молекулярное уравнение: CH3COONa+HCl=NaCl+CH3COOH
- Полное ионно-молекулярное уравнение: Na++CH3COO—+H++Cl—=Na++Cl—+CH3COOH
- 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.
- Молекулярное уравнение: CaCO3+2HCl=CaCl2+H2O+CO2
- Полное ионно-молекулярное уравнение: CaCO3+2H++2Cl—=Ca2++H2O+CO2
- 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.
