- •Российский государственный педагогический университет имени а.И. Герцена
- •Основы химического языка
- •Предисловие
- •Химическая номенклатура
- •I. Химический элемент, химическое соединение
- •1.1. Химический элемент – символы и названия, изотопы.
- •Классификация химических элементов.
- •Классификация химических соединений по составу.
- •Принципы химической номенклатуры – химическая формула и химическое название соединения.
- •Систематические и традиционные названия простых веществ.
- •Степень окисления элементов в химических соединениях.
- •Систематические и специальные названия одноэлементных ионов.
- •Систематические и специальные названия бинарных соединений.
- •Функциональная классификация сложных неорганических соединений
- •Оксиды.
- •Гидроксиды – основные (основания), амфотерные, кислотные (оксокислоты).
- •Пероксокислоты.
- •Тиокислоты, политионовые и другие замещенные оксокислоты.
- •Бескислородные кислоты.
- •Галогенангидриды.
- •Основные положения координационной теории.
- •Номенклатура комплексных соединений.
- •Соединения постоянного и переменного состава (дальтониды и бертолиды)
- •Аддукты.
- •Химические реактивы.
- •Общие правила работы в химической лаборатории, меры предосторожности и первая помощь при несчастных случаях10.
- •«Основные классы неорганических соединений. Оксиды
- •Гидроксиды
- •Кислоты
- •Металлокомплексные соединения
- •Количественные характеристики химических элементов и соединений.
- •1.17. Определение простейших и молекулярных формул соединений.
- •Лабораторная работа №2.
- •Индивидуальное домашнее задание № 1
- •II. Химический процесс
- •Химическая реакция, уравнение химической реакции
- •Ионно-молекулярные уравнения реакций с участием электролитов.
- •Окислительно-восстановительные реакции – классификация.
- •Составление уравнений окислительно-восстановительных реакций.
- •Важнейшие окислители и восстановители
- •Лабораторная работа № 3 «Окислительно-восстановительные реакции» Окислительные свойства кислот
- •Окислительно-восстановительные свойства галогенов и их соединений
- •Окислительно-восстановительные свойства металлов и их соединений
- •Влияние кислотности среды на окислительно-восстановительные свойства соединений марганца и хрома
- •Окислительно-восстановительная двойственность
- •Реакции диспропорционирования
- •Реакции внутримолекулярного окисления-восстановления
- •Эквивалент, закон эквивалентов
- •5,6 Г железа эквивалентны 3,2 г серы
- •0,644 Г koh взаимодействует с 0,471 г н2рно2
- •Лабораторная работа №4 «Определение эквивалента магния»
- •Индивидуальное домашнее задание № 2
- •Вариант 6
- •Ответы.
- •I. Химический элемент, химическое соединение.
- •II. Химический процесс.
-
Ионно-молекулярные уравнения реакций с участием электролитов.
При описании химических реакций в растворах или расплавах электролитов, часто применяются не молекулярные, а ионно-молекулярные уравнения. Электролитами называются вещества, которые в растворах или расплавах проводят электрический ток. Причиной этого является самопроизвольный процесс электролитической диссоциации электролитов, приводящий с существованию таких соединений в частично или полностью диссоциированном состоянии с образованию ионов16. Процесс электролитический диссоциации химических соединений является обратимым, поэтому в уравнении диссоциации ставится знак обратимости – двойная стрелка:
HFaq H+aq + F-aq
Это означает, что в состоянии равновесия в зависимости от степени (эффективности) процесса диссоциации химические соединения частично существуют в виде ионов и частично в виде молекул. Одним из основных факторов, определяющих степень диссоциации химических соединений является степень ионности химической связи – чем выше ионность химической связи между структурными элементами вещества, тем легче образуются ионы.
По степени электролитической диссоциации различают сильные и слабые электролиты. Сильные электролиты в водных растворах и расплавах практически полностью диссоциируют на ионы. Среди основных классов неорганических соединений к ним относятся большинство солей, оксокислоты р-элементов V-VII группы, а также d-элементов IV-VIII группы в высших степенях окисления; галогеноводородные кислоты (за исключением HF); основные гидроксиды щелочных и щелочноземельных металлов. В связи с практически полной диссоциацией сильные электролиты в в водных растворах и расплавах существуют в виде ионов и их процесс диссоциации изображают одной стрелкой:
NaClaq Na+aq + Cl-aq
Слабые электролиты в водных растворах и расплавах распадаются на ионы лишь частично и в основном существуют в виде молекул. К ним относятся почти все органические кислоты; оксокислоты р-элементов III-IV группы, а также р-элементов V-VII группы в низких степенях окисления элементов; халькогеноводородные H2Э, фтороводородная и большинство других бескислородных кислот (HCN, HCNO, HN3); все амфотерные гидроксиды; водный раствор аммиака NH3H2O и других водородных соединений азота (N2H4H2O, NH2OHH2O).
C учетом процесса электролитической диссоциации в качестве участников химических реакций, протекающих в растворах или расплавах, выступают либо ионы, либо молекулярные формы химических соединений, которые и изображают в химических уравнениях – сильные электролиты записываются в виде ионов, а слабые – в виде молекул. Плохо растворимые и газообразные соединения также записываются в молекулярном виде. Такие химические уравнения называют ионно-молекулярными. При составлении ионно-молекулярных уравнений необходимо как закон сохранения массы, так и сохранения зарядов – сумма зарядов в правой и левой части ионно-молекулярного химического уравнения остается постоянной. В качестве примера ионно-молекулярных уравнений рассмотрим реакцию нейтрализации при взаимодействии водных растворов кислот и оснований. При нейтрализации сильных кислот сильными основаниями различные молекулярные уравнения:
НClO4 + NaOH = NaClO4 + H2O
2HClO4 + Ba(OH)2 = Ba(ClO4)2 + 2H2O
после записи их в ионно-молекулярном виде с учетом процесса электролитической диссоциации:
H+ + СlO4- + Na+ + OH- = Na+ + ClO4- + H2O
2H+ + 2СlO4- + Ba2+ + 2OH- = Ba2+ + 2ClO4- + 2H2O
и сокращения подобных ионов в правой и левой части уравнения:
H+ + OH- = H2O
приводит к одному и тому же сокращенному ионно-молекулярному уравнению, показывающему, что сущность этих рекций сводится к связыванию гидратированных ионов водорода и гидроксид-ионов в молекулы малодиссоциированного электролита – воды. Аналогично разные молекулярные уравнения реакций:
BaCl2 + H2SO4 = BaSO4 + 2HCl
Ba(NO3)2 + Na2SO4 = BaSO4 + 2NaNO3
после записи их в ионно-молекулярной форме характеризуются одним уравнением:
Ba2+ + SO42- = BaSO4,
показывающим протекание одного и того же химического процесса – связывания гидратированных ионов Ba2+ и SO42- в осадок малорастворимого сульфата бария. Еще один пример ионно-молекулярных реакций с образованием продуктов в молекулярной форме – реакции сопровождающиеся образованием газообразных продуктов:
Na2CO3 + 2HCl = 2NaCl + CO2 + H2O
CO32- + 2H+ = CO2 + H2O
Отметим, что в ходе рассмотренных реакций не происходит изменения зарядов ионов. Такие реакции принято называть ионообменными реакциями. Рассмотренные примеры показывают, что ионобменные реакции протекают в сторону наиболее полного связывания ионов в результате образования молекул малодиссоциированных соединений, малорастворимых или газообразных веществ.
В отличие от рассмотренных выше реакций, характеризующихся наличием ионов в исходных веществах и молекулярных форм в продуктах реакции и протекающих в результате связывания ионов практически полностью, достаточно часто встречаются реакции, в которых слабые электролиты, плохорастворимые или газообразные вещества имеются как среди исходных соединений, так и продуктов реакции. Например, при нейтрализации слабой кислоты сильным основанием:
HCN + KOH = KCN + H2O
HCN + OH- = CN- + H2O
в реакции участвуют два слабых электролита – слабая кислота HCN и вода. При этом в системе устанавливается равновесие:
HCN + OH- CN- + H2O,
смещенное в сторону более полного связывания ионов водорода. Поскольку вода является более слабым электролитом, то равновесие смещено в сторону прямой реакции. Аналогично при нейтрализации слабого основания сильной кислотой:
NH3OH + HCl = NH4Cl + H2O
устанавливается равновесие:
NH3OH + H+ NH4+ + H2O,
также смещенное в сторону более полного связывания гидроксид-ионов в более слабом электролите – воде.
Ионно-молекулярную форму записи химических уравнений часто используют для отображения процессов комплексообразования и реакциий с участием комплексных соединений. В соответствии с приемущественно ионным характером химической связи между внутренней и внешней сферой в водных растворах комплексные соединения практически нацело диссоциируют (первичная диcсоциация) на внутрисферную и внешнесферную составляющую:
K[Ag(CN)2] K + [Ag(CN)2]-
Поскольку характер химической связи во внутренней сфере комплекса имеет ионно-ковалентный характер, то дальнейшая диссоциация самой внутренней сферы с образованием в растворе гидратированного центрального иона комплексообразователя и лигандов (вторичная диссоциация):
[Ag(CN)2]- Ag+ + 2CN-
протекает по типу слабых электролитов и равновесие смещено в сторону комплексного иона. В результате этого в ионно-молекулярных уравнениях внутрисферные составляющие записываются в недиссоциированном состоянии.
Например, рассмотрим реакцию взаимодействия нитрата серебра с концентрированной соляной кислотой, характеризующуюся первоначальным образованием осадка хлорида серебра:
AgNO3 + HCl = AgCl + HNO3
Ag+ + Cl- = AgCl
и последующим его частичным растворением в избытке концентрированной кислоты:
AgCl + НСl H[AgCl2]
AgCl + Cl- [AgCl2]-
Рассмотренные примеры различных ионообменных реакций показывают, что использование ионно-молекулярной формы их записи позволяет отразить не только реальные химические частицы, определяющие протекание химической реакции, но и показать обратимость процессов.
Упражнения:
-
Напишите молекулярные и ионно-молекулярные уравнения реакций между следующими соединениями в водных растворах:
1). Карбонат кальция и насыщенный водный раствор диоксида углерода.
2). Нитрата свинца(II) и сульфида натрия.
3). Хлорида аммония и гидроксида нария.
4). Хлорноватистой кислоты и гидроксида калия.
5). Гидроксида хрома(III) и гидроксида натрия.
6). Хлорида серебра и водного раствора аммиака.
7). Гипобромита натрия и серной кислоты.
8). Гидроксида алюминия и гидроксида натрия.
9). Бромида серебра и тиосульфата натрия.
10). Гидроксид меди(II) и цианид калия.