Ионно-обменные реакции между ионами (1092275)

Просмтор этого файла доступен только зарегистрированным пользователям. Но у нас супер быстрая регистрация: достаточно только электронной почты!

Текст из файла

Ионно-обменные реакции между ионами

в растворах электролитов

Реакции в растворах электролитов протекают между ионами, на которые диссоциируют растворенные вещества. При этом не изменяются степени окисления элементов.

Не все ионные обменные реакции необратимы. Ионные обменные реакции идут до конца в том случае, если в результате реакции образуется:

-нерастворимое соединение, выпадающее в осадок;

-газообразное вещество;

-слабый электролит (вода, слабое основание или слабая кислота).

-- Уравнения реакций такого типа более правильно писать не в молекулярной, а в ионно-молекулярной форме. В этих уравнениях указывают ионы, на которые распадаются молекулы сильных электролитов. Малорастворимые вещества, выделяющиеся из раствора в виде осадка, газообразные соединения и слабые электролиты в этих уравнениях пишут в молекулярном виде. Кроме того, существует краткая ионная форма записи уравнения реакции, отображающая сущность реакции, протекающей в растворе электролита.

Примеры реакций, идущих необратимо

1. Образование осадка

BaCl₂ + Na₂SO₄ = BaSO₄↓ + 2NaCl

- молекулярное уравнение реакции,

Ba²⁺ + 2Cl^- + 2Na⁺ + SO = BaSO₄↓ + 2Na⁺ + 2Cl^-

- ионно-молекулярное уравнение реакции,

Ba²⁺ + SO = BaSO₄↓ - краткая форма уравнения реакции.

2. Образование газообразного вещества

Na₂S + 2HCl = H₂S↑ + 2NaCl

- молекулярное уравнение реакции,

2Na⁺ + S^2- + 2H⁺ + 2Cl^- = H₂S↑ + 2Na⁺ + 2Cl^-

-ионно-молекулярное уравнение реакции,

2H⁺ + S^2- = H₂S↑ - краткая форма уравнения реакции.

3. Образование слабого электролита

а) Воды: 2NaOH + H₂SO₄ = H₂O + Na₂SO₄ - молекулярное уравнение реакции,

2Na⁺ + 2OH^- + 2H⁺ +SO = 2H₂O + 2Na⁺ + SO

-ионно-молекулярное уравнение реакции,

2OH^- + 2H⁺ = 2H₂O - краткая форма уравнения реакции.

Реакция нейтрализации сильной кислоты сильным основанием сводится к взаимодействию ионов водорода с гидроксид-ионами.

б) Слабой кислоты:

2NaNO₂ + H₂SO₄ = 2HNO₂ + Na₂SO₄

- молекулярное уравнение реакции,

2Na⁺ + 2NO₂^- + 2H⁺ + SO = 2HNO₂ + 2Na⁺ + SO

-ионно-молекулярное уравнение реакции,

2H⁺ + 2NO₂^- = 2HNO₂ - краткая форма уравнения реакции.

Сильные кислоты вытесняют слабые кислоты из их солей.

в) Слабого основания:

NH₄Cl + NaOH = NH₄OH + NaCl

- молекулярное уравнение реакции,

NH₄⁺ + Cl^- + Na⁺ + OH^- = NH₄OH + Na⁺ + Cl^-

-ионно-молекулярное уравнение реакции,

NH₄⁺ + OH^- = NH₄OH - краткая форма уравнения реакции.

Сильные основания вытесняют слабые основания из их солей.

Амфотерные гидроксиды

Амфотерные гидроксиды – это нерастворимые в воде соединения типа Ме(ОН)_n, которые взаимодействуют как с растворами кислот, так и с растворами щелочей. Реагируя с растворами кислот, они проявляют основные свойства:

Zn(OH)₂ + 2HCl = 2H₂O + ZnCl₂;

Zn(OH)₂ + 2H⁺ + 2Cl^- = 2H₂O + Zn²⁺ +2Cl^-;

Zn(OH)₂ + 2H⁺ = 2H₂O + Zn²⁺.

Реагируя с растворами щелочей, они проявляют кислотные свойства, при этом образуются гидроксокомплексные соединения:

Zn(OH)₂ + 2NaOH = Na₂[Zn(OH)₄];

Zn(OH)₂ + 2Na⁺ + 2OH^- = [Zn(OH)₄]^2- + 2Na⁺;

Zn(OH)₂ + 2OH^- = [Zn(OH)₄]^2-.

Произведение растворимости

Абсолютно нерастворимых веществ нет. Большинство твердых веществ обладают ограниченной растворимостью. В насыщенных растворах электролитов малорастворимых веществ в состоянии динамического равновесия находятся осадок и насыщенный раствор электролита. Например, в насыщенном растворе сульфата бария, находящегося в контакте с кристаллами этого вещества, устанавливается динамическое равновесие: BaSO_{4 (т)} ⇄ Ba²⁺_(р) + SO _(р).

Для этого равновесного процесса можно написать выражение константы равновесия, учитывая, что концентрация твердой фазы не входит в выражение константы равновесия: K_p = [Ba²⁺] [SO ].

Эта величина называется произведением растворимости малорастворимого вещества (ПР). Таким образом, в насыщенном растворе малорастворимого соединения произведение концентраций его ионов в степени стехиометрических коэффициентов равно величине произведения растворимости. В рассмотренном примере ПР(BaSO₄) = [Ba²⁺] [SO ].

Произведение растворимости характеризует растворимость малорастворимого вещества при данной температуре: чем меньше произведение растворимости, тем хуже растворимо соединение. Зная произведение растворимости, можно определить растворимость малорастворимого электролита и содержание его в определенном объеме насыщенного раствора.

Примеры решения типовых задач

Задача 1. Произведение растворимости сульфата бария равно 1·10^-10. Вычислить массу сульфата бария в 5 л насыщенного раствора.

Так как в насыщенном, но очень разбавленном растворе практически все молекулы диссоциируют на ионы BaSO₄ ⇄ Ba²⁺ + SO ,

то [BaSO₄] = [Ba²⁺] = [SO ].

По условию задачи ПР(BaSO₄) = [Ba²⁺] [SO ] = 1·10^-10, следовательно, ПР(BaSO₄) = [BaSO₄]², откуда [BaSO₄] = = = 10^-5 моль/л.

Найдем число молей (ν) в 5 л: ν = 5·10^-5 моль.

Чтобы определить массу сульфата бария (m), нужно величину ν умножить на молярную массу BaSO₄:

m = ν M (BaSO₄) = 5·10^-5 ·233 = 1,165·10^-2 г = 11,65 мг.

Задача 2. Растворимость иодида серебра AgI при 25⁰С равна 1,22·10^-8 моль/л. Вычислить произведение растворимости AgI.

AgI ⇄ Ag⁺ + I^-

[Ag⁺] = [I^-] = [AgI] = 1,22·10^-8 моль/л.

ПР(AgI) = [Ag⁺] [I^-] = (1,22·10^-8)² = 1,5·10^-16.

Зная произведение растворимости, можно определить, образуется ли осадок при сливании двух растворов известной концентрации. Условие образования осадка: осадок образуется в том случае, если произведение концентраций ионов в растворе, полученном после смешения двух растворов, больше или равно произведению растворимости.

Задача 3. Смешаны равные объемы 0,02 М растворов хлорида кальция и сульфата натрия. Образуется ли осадок сульфата кальция? ПР(CaSO₄) = 1,3·10^-4.

Хлорид кальция и сульфат натрия - сильные электролиты, поэтому концентрации катионов кальция и сульфат-анионов равны молярным концентрациям солей: [Ca²⁺]₁ = [CaCl₂] = 0,02 моль/л и [SO ]₁ = [Na₂SO₄] = 0,02 моль/л.

При смешении равных объемов общий объем увеличился вдвое. Концентрация ионов [Ca²⁺]₂ и [SO ]₂ уменьшается вдвое по сравнению с исходными концентрациями: [Ca²⁺]₂ = 0,5·0,02 = 10^-2 моль/л,

[SO ]₂ = 0,5·0,02 = 10^-2 моль/л.

Произведение концентраций этих ионов в растворе после смешения [Ca²⁺][SO ] = 10^-2·10^-2 = 10^-4, что меньше произведения растворимости: ПР(CaSO₄) = 1,3·10^-4. Следовательно, раствор не будет насыщенным и осадок не образуется.

Гидролиз

Гидролиз – это ионно-обменная реакция между водой и растворенным в ней веществом. Здесь будем рассматривать гидролиз солей.

Каждую соль можно представить как продукт нейтрализации кислоты основанием, т. е. каждая соль образована какой-то кислотой и каким-то основанием.

Гидролизу подвергаются соли, образованные сильным основанием и слабой кислотой; слабым основанием и сильной кислотой; слабой кислотой и слабым основанием.

Гидролиз – это обратимый равновесный процесс. В реакциях гидролиза знак равенства заменяют знаком обратимости - двумя противоположно направленными стрелками.

Соли, образованные многоосновными кислотами или многоатомными основаниями гидролизуются ступенчато, образуя на первой ступени кислые или основные соли. Вторая ступень идет в гораздо меньшей степени, чем первая.

1. Гидролиз соли, образованной сильным основанием и слабой кислотой (I ступень):

Na₂CO₃ + HOH ⇄ NaHCO₃ + NaOH;

2Na⁺ + C + HOH ⇄ HCO₃^- + 2Na⁺ + OH^-;

C + HOH ⇄ HCO₃^- + OH^-.

В ходе реакции образуется кислая соль. Краткая ионная форма записи показывает, что в реакции принимает участие анион, поэтому говорят, что в этом случае происходит гидролиз по аниону. В результате гидролиза образуется избыток гидроксид-ионов, поэтому раствор карбоната натрия имеет щелочную реакцию со значением рН > 7.

2. Гидролиз соли, образованной слабым основанием и сильной кислотой (I ступень):

ZnCL₂ + HOH ⇄ ZnOHCl + HCl;

Zn²⁺ + 2Cl^- + HOH ⇄ ZnOH⁺ + 2Cl^- + H⁺;

Zn²⁺ + HOH ⇄ ZnOH⁺.

В этом случае происходит гидролиз по катиону. В результате гидролиза образуется избыток ионов водорода,

поэтому раствор соли имеет кислую реакцию со значением рН < 7.

3.Гидролиз соли, образованной слабым основанием и слабой кислотой:

CH₃COONH₄ + HOH ⇄ CH₃COOH + NH₄OH;

CH₃COO^- + NH₄⁺ + HOH ⇄ CH₃COOH + NH₄OH.

Характеристики

Тип файла документ

Документы такого типа открываются такими программами, как Microsoft Office Word на компьютерах Windows, Apple Pages на компьютерах Mac, Open Office - бесплатная альтернатива на различных платформах, в том числе Linux. Наиболее простым и современным решением будут Google документы, так как открываются онлайн без скачивания прямо в браузере на любой платформе. Существуют российские качественные аналоги, например от Яндекса.

Будьте внимательны на мобильных устройствах, так как там используются упрощённый функционал даже в официальном приложении от Microsoft, поэтому для просмотра скачивайте PDF-версию. А если нужно редактировать файл, то используйте оригинальный файл.

Файлы такого типа обычно разбиты на страницы, а текст может быть форматированным (жирный, курсив, выбор шрифта, таблицы и т.п.), а также в него можно добавлять изображения. Формат идеально подходит для рефератов, докладов и РПЗ курсовых проектов, которые необходимо распечатать. Кстати перед печатью также сохраняйте файл в PDF, так как принтер может начудить со шрифтами.

Список файлов книги