4. Ионообменные реакции с участием осадков и газов.

Молекулярные и молекулярно-ионные уравнения.

Это реакции, идущие в растворах между ионами. Сущность их выражается ионными уравнениями, которые записываются так:  сильные электролиты пишутся в виде ионов, а слабые электролиты, газы, осадки (твердые вещества) – в виде молекул, независимо от того в какой части уравнения они находятся: левой или правой.

1. AgNO₃ + HCl = AgCl↓ + HNO₃ – молекулярное уравнение;  Ag⁺ + NO₃^– + H⁺ + Cl^– = AgCl↓ + H⁺ + NO₃^– – ионное уравнение.

Если одинаковые ионы в обеих частях уравнения сократить, то получится краткое, или сокращенное, ионное уравнение:

Ag⁺ + Cl^– = AgCl↓.

2. Na2CO3 + H2SO4 = Na2SO4 + H2CO3		CO2↑
		H2O

2Na⁺ + CO₃^2– + 2H⁺ + SO₄^2– = 2Na⁺ + SO₄^2– + CO₂↑ + Н₂О,  CO₃^2– + 2H⁺ = CO₂↑ + Н₂О.

Молекулы CO₂ и Н₂О записываются в недиссоциированном виде, так как Н₂О очень слабый электролит, CO₂ – газ.

3. CaCO3↓ + 2HCl = CaCl2 + H2CO3		CO2↑
		H2O

CaCO₃↓ + 2H⁺ + 2Cl^– = Ca²⁺ + Cl^– + CO₂↑ + H₂O,  CaCO₃↓ + 2H⁺ = Ca²⁺ + CO₂↑ + H₂O.

4. CH₃COOH + NH₄OH = CH₃COONH₄ + H₂O,  CH₃COOH + NH₄OH = CH₃COO^– + NH₄⁺ +H₂O,  CH₃COOH и NH₄OH – слабые электролиты.

5. CH3COONH4 + NaOH = CH3COONa + NH4OH		NH3
		H2O

CH₃COO^– +NH₄⁺ + Na⁺ + OH^– = CH₃COO^– + Na⁺ + NH₃↑ + H₂O,  CH₃COO^– + NH₄⁺ + OH^– = CH3COO^– + NH₃↑ + H₂O.

Реакции в растворах электролитах идут практически до конца в сторону образования осадков, газов и слабых электролитов. 

4.2) Молекулярное уравнение это обычное уравнение, которыми мы часто пользуемся на уроке. Например: NaOH+HCl -> NaCl+H2O CuO+H2SO4 -> CuSO4+H2O H2SO4+2KOH -> K2SO4+2H2O и т.д Ионное уравнение. Некоторые вещества растворяются в воде, образуя при этом ионы. Эти вещества можно записать с помощью ионов. А малорастворимые или труднорастворимые оставляем в первоначальном виде. Это и есть ионное уравнение. Например: 1) CaCl2+Na2CO3 -> NaCl+CaCO3-молекулярное уравнение Ca+2Cl+2Na+CO3 -> Na+Cl+CaCO3-ионное уравнение Cl и Na остались такими же, какими они были до реакции, т.н. они не приняли в нём участие. И их можно убрать и из правой, и из левой частей уравнения. Тогда получается: Ca+CO3 -> CaCO3 2) NaOH+HCl -> NaCl+H2O-молекулярное уравнение Na+OH+H+Cl -> Na+Cl+H2O-ионное уравнение Na и Cl остались такими же, какими они были до реакции, т.н. они не приняли в нём участие. И их можно убрать и из правой, и из левой частей уравнения. Тогда получается? OH+H -> H2O 

5. Ионообменные реакции с участием слабых электролитов и комплексных ионов.

Молекулярные и молекулярно-ионные уравнения.

Ионообменные реакции

Реакции в растворах электролитов, при которых не происходит изменения зарядов ионов, входящих в соединения, называются ионообменными реакциями.

Правило Бертолле: равновесие в ионообменных реакциях смещается в сторону образования наименее диссоциированных соединений.

В соответствии с этим направление реакций ионного обмена определяется следующим эмпирическим правилом: ионные реакции протекают в сторону образования осадков, газов, слабых электролитов, комплексных ионов.

При написании уравнений ионных реакций сильные электролиты пишут в диссоциированном виде, слабые – в недиссоциированном.

Образование осадков:

AgNO3 + NaCl  AgCl + NaNO3

В растворе: Ag+ + NO3- + Na+ + Cl-  AgCl + Na+ + NO3-.

Исключим ионы, которые не взаимодействуют, тогда уравнение имеет вид:

Ag+ + Cl-  AgCl.

Уравнения такого вида называются ионными.

Ионное уравнение получение гидроксида железа запишется следующим образом:

Fe3+ + 3OH-  Fe(OH)3.

Образование газов:

Na2S + H2SO4  H2S + Na2SO4;

2Na+ + S2- + 2H+ + SO42-  H2S + 2Na+ + SO42-;

2H+ + S2-  H2S.

Образование слабых электролитов:

а. образование воды. Реакция, протекающая с образованием воды при взаимодействии ионов водорода (точнее, ионов гидроксония) и гидроксид–ионов, называется реакцией нейтрализации.

NaOH + HCl  H2O + NaCl

OH- + H+  H2O

(H3O+ + OH-  2H2O).

в. образование слабого основания.

NH4+ + Cl- + K+ + OH-  NH4OH + K+ + Cl-

NH4+ + OH-  NH4OH.

с. образование слабой кислоты.

2СH3COO- + 2Na+ + 2H+ + SO42-  2CH3COOH + 3Na+ + SO42-

CH3COO- + H+  CH3COOH.

Комплексные ионы, соединяясь с другими ионами, образуют комплексные соли, например, K4[Fe(CN)6], [Ag(NH3)2]Cl, K2[PtCl6] и др. В комплексных солях мы различаем внешнюю и внутреннюю сферы. Лиганды вместе с комплексообразователем образуют внутреннюю координационную сферу соединения.

Остальные ионы находятся на более далеком расстоянии от центрального иона, они связаны с комплексным ионом ионогенно « образуют внешнюю координационную сферу. Так, в соли [Cu(NH3)4]S04 ион [Cu(NH3)4]2+ образует внутрен­нюю координационную сферу, a SOJ" — внешнюю. Символы элементов, входящих во внутреннюю координационную сферу, заключают в квадратные скобки.

Комплексные соли в водных растворах диссоциируют на ионы:

K4[Fe(CN),] =f=fc 4K++[Fe(CN)e]*-.

При этом состав комплексного иона остается без изменений. Так же проходит диссоциация всех комплексных солей:

[Cu(NH3)4]S04 [Cu(NH3)4]a+ + SO!-,

K,[HgI4] 2K+ + [HgI4]a-.

Комплексные ионы бывают прочные и непрочные. Прочный комплекс в водных растворах не обнаруживает реакций, характерных для составляющих его ионов. Например, соль Кг(Р1:С1б] диссоциирует на ионы К+ и [PtCl6]2-. Реакций, характерных для Pt4+ и С1_, раствор этой соли не дает. Непрочные комплексы в большей или меньшей степени распадаются на ионы и обнаруживают характерные для соответствующих ионов реакции.

Однако даже самые прочные комплексы в очень малой степени подвергаются диссоциации. Мерой устойчивости комплексного иона служит константа его диссоциации, которая называется константой нестойкости и обозначается К*.

Для диссоциации комплексного иона: [Ag(CN)a]" Ag+ + 2CN-

выражение константы нестойкости имеет вид:

[Ag+] [CN-]» л« ~ , [Ag(CN)7J •

Сравнивая константы нестойкости комплексных ионов, мы можем сравнивать их устойчивость.

Двойные соли также можно отнести к комплексным солям с непрочными комплексными ионами. Так, двойную соль KAI(S04)2 можно рассматривать как комплексную соль, содержащую ион [A1(S04)2]~. Этот ион непрочен и в водном растворе полностью распадается на ионы А13+ и S04", поэтому в водном растворе двойные соли распадаются на составные части:

KAl(S04)a т—^IK-|- + A13+ + 2SO;-, но в твердом состоянии они построены аналогично комплексным соединениям.

Кристаллогидраты мы тоже можем считать комплексными солями, где лигандами являются молекулы воды. Например, кристаллогидрат NiCl2-6H20 мы можем рассматривать как комплексную соль следующего строения:

[№(Н20)б]СЬ.

Ионообменные реакции с участием комплексных солей проходят так же, как с любыми другими солями.

Например:

3FeS04 + 2K8[Fe(CN)„] = Fes[Fe(CN)e]2 + 3KaS04.

Иногда происходит неполный обмен, в результате образуются двойные соли:

Na3[Co(NOa)„] + 2КХ1 = KaNa[Co(NOa)e] + 2NaCl.

Ионно-молекулярные уравнения

Реакции ионного обмена записывают тремя уравнениями:

-молекулярным;

- полным ионно-молекулярным;

- сокращенным ионно-молекулярным.

В полном ионно-молекулярном уравнении указывают формулы всех частиц, а в сокращенном – формулы частиц, которые принимают участие в реакции.

Например, рассмотрим реакцию ионного обмена между растворами солей: нитрата серебра и хлорида натрия.

1) Молекулярное уравнение:

AgNO3 + NaCl = AgCl↓ + NaNO3

растворимая растворимая осадок растворимая

соль соль соль

При сливании раствора двух приведенных солей образуется осадок хлорида серебра AgCl, а в растворе остается нитрат натрия.

2) Полное ионно-молекулярное уравнение:

Ag+ + NO3– + Na+ + Cl – = AgCl↓ + Na+ + NO3–

Из ионно-молекулярного уравнения следует, что ионы Na+ и NO3– в реакции не участвовали, они остались такими, какими были до сливания растворов.

3) Сокращенное ионно-молекулярное уравнение.

Ag+ + Cl – = AgCl↓

Уравнение показывает, что в ходе данной реакции происходит связывание ионов Ag+ и Cl –, в результате чего образуется нерастворимая соль хлорид серебра AgCl.