1. Реакции, идущие с образованием слабых электролитов

Примером данного типа реакций является реакция нейтрализации. Процесс взаимодействия основания с кислотой, приводящий к образованию соли и воды, называется реакцией нейтрализации.

KOH + HNO₃ = KNO₃ + H₂O

OH^- + H⁺ = H₂O

2. Реакции, идущие с образованием газообразного вещества

К данному типу реакций относятся в основном реакции, сопровождающиеся выделением водородных соединений неметаллов H₂S, HF, HCl, HI, NH₃ и др., например

ZnS + 2HCl = ZnCl₂ + H₂S↑

или в ионном виде:

ZnS + 2H⁺ = Zn²⁺ + H₂S↑

Поскольку сульфид цинка плохо растворим в воде, то в ионном уравнении реакции эту соль записывают в молекулярной форме.

3. Реакции, идущие с образованием труднорастворимого вещества

Значительно чаще происходят реакции, сопровождающиеся образованием труднорастворимых веществ, которые удаляются из сферы реакции в виде осадка, например:

CaCl₂ + Na₂CO₃ = CaCO₃↓ + 2NaCl

или ионное уравнение реакции:

Сa²⁺ + CO =CaCO₃↓

Малорастворимые электролиты. Важной количественной характеристикой растворов является растворимость С_р. Она численно равна концентрации насыщенного раствора при данной температуре и выражается в г растворённого вещества на 100 г растворителя или в моль/л.

В насыщенных растворах малорастворимых сильных электролитов произведение активностей ионов этих электролитов в степенях их стехиометрических коэффициентов есть величина постоянная для данной температуры и называется произведением растворимости ПР. В случае разбавленных растворов электролитов можно принять величину активности практически равной величине концентрации. Тогда для электролита

А_nB_m → nA^m+ + mB^n-.

ПР = [nA^m+]ⁿ[mB^n-]^m.

Растворимость вещества С _р связана с ПР соотношением:

С_р =

Таким образом, зная ПР, можно рассчитать растворимость и наоборот. Используя справочные величины ПР (табл. 3 Приложения), можно определить, возможно ли приготовить раствор заданной концентрации.

Пример 20. Произведение растворимости иодида свинца при 20С равно 8∙10^-9. Вычислить растворимость соли (в моль/л и г/л) при указанной температуре.

Р е ш е н и е. Обозначим искомую растворимость через s (моль/л). Тогда в насыщенном растворе PbI₂ содержится s моль/л ионов Pb²⁺ и 2s моль/л ионов I^-. Отсюда:

ПР_PbI2 = [Pb²⁺][ I^-]² = s(2s)² = 4s³

и

s = 1,3 10^-3 моль/л.

Поскольку мольная масса PbI₂ равна 461 г/моль, то растворимость PbI₂, выраженная в г/л, составит 1,3∙10^-3 ∙461 = 0,6 г/л.

В химически чистой воде концентрация ионов водорода и гидроксид-ионов одинакова, поэтому вода имеет нейтральную реакцию (рН=7). При растворении многих солей в воде их ионы, образующиеся в результате диссоциации, вступают во взаимодействие с ионами воды, при этом происходит связывание ионов H⁺ или OH^- ионами соли с образованием малодиссоциирующих соединений.

Процесс взаимодействия ионов растворенной соли с водой, приводящий к образованию слабых электролитов, называется гидролизом соли.

В результате гидролиза смещается равновесие электролитической диссоциации воды: Н₂О ↔ Н⁺ + ОН^-, поэтому растворы большинства солей имеют кислую или щелочную реакцию. различают три случая гидролиза солей:

1. Соли, образованные сильным основанием и слабой кислотой (например, KCN, K₂SO₃, CH₃COONa, Na₂S и др.). Гидролиз этих солей обусловлен связыванием ионов водорода в слабый электролит. Например, гидролиз ацетата натрия можно записать в виде следующего молекулярного уравнения:

CH₃COONa + Н₂О ↔ CH₃COOН + NaOH

Или в ионном виде:

CH₃COO^- + НОН ↔ CH₃COOН + ОН^- (рН > 7)

Соли, образованные сильным основанием и многоосновной кислотой, гидролизуются ступенчато, с образованием кислых солей; например, гидролиз карбоната калия.

Первая ступень:

К₂СО₃ + Н₂О ↔ КНСО₃ + КОН

СО + НОН ↔ НСО + ОН^- (рН > 7)

Вторая ступень:

КНСО₃ + Н₂О ↔ Н₂СО₃ + КОН

НСО + НОН ↔ Н₂СО₃ + ОН^- (рН > 7)

Более сильно выражен гидролиз по первой ступени.

Растворы солей, образованных сильным основанием и слабой кислотой, имеют щелочную реакцию вследствие гидролиза (рН > 7).

2. Соли, образованные слабым основанием и сильной кислотой (например, NH₄Cl, CuSO₄, ZnCl₂ и др.). Гидролиз этих солей обусловлен связыванием гидроксид-ионов воды в слабый электролит.

В результате гидролиза хлорида аммония ионы ОН^- связываются ионами NH в малодиссоциированные молекулы NH₄OH, при этом в растворе накапливается избыток ионов водорода, и реакция раствора становится кислой (рН < 7):

NH₄Cl + Н₂О ↔ NH₄OH + HCl

NH + НОН ↔ NH₄OH + H⁺ (рН < 7)

Если соль образована многозарядным катионом, то гидролиз протекает ступенчато, с образованием основных солей.

Растворы солей, образованные слабым основанием и сильной кислотой, имеют кислую реакцию вследствие гидролиза (рН < 7).

3. Соли, образованные слабой кислотой и слабым основанием. Соли такого типа гидролизуются в наиболее высокой степени, так как их ионы одновременно связывают ионы водорода и гидроксид-ионы воды, сдвигая равновесие диссоциации воды. Например, гидролиз ацетата аммония можно представить следующим уравнением:

CH₃COONH₄ + H₂O ↔ CH₃COOH + NH₄OH

или в ионном виде:

CH₃COO^- + NH + HOH ↔ CH₃COOH + NH₄OH

В зависимости от соотношения констант диссоциации, образующихся в результате гидролиза кислоты и основания, растворы солей этого типа могут иметь слабокислую или слабощелочную реакцию, т.е. рН близко к 7.

Различают две группы химических реакций: реакции, протекающие без изменения степени окисления, и реакции, протекающие с изменением степени окисления атомов элементов.

Реакции, идущие с изменением степени окисления, называют окислительно-восстановительными.

Вещества, атомы или ионы которого повышают свою степень окисления, называются восстановителями.

Вещества, атомы или ионы которого понижают свою степень окисления, называются окислителями.

Окисление невозможно без протекающего одновременно с ним восстановления, и наоборот, восстановление одного вещества невозможно без одновременного окисления другого вещества.

Восстановителями могут быть:

а) нейтральные атомы всех элементов, кроме фтора и некоторых инертных газов;

б) атомы неметаллов в отрицательной степени окисления;

в) атомы элементов в промежуточной положительной степени окисления.

Окислителями могут быть:

а) нейтральные атомы неметаллов;

б) атомы элементов в промежуточной положительной степени окисления;

в) атомы элементов в высшей положительной степени окисления.

Для составления уравнений реакций окисления-восстановления необходимо знать формулы веществ, участвующих и получающихся в результате реакции.

Используют два метода составления уравнений реакций окисления-восстановления: метод электронного баланса и метод ионно-электронный. Для удобства при составлении уравнений окислительно-восстановительных реакций принимают, что происходит не перераспределение электронной плотности, а прием и отдача электронов.

В методе электронного баланса подсчет числа присоединенных и теряемых электронов производится на основании сравнения величин степеней окисления атомов элементов до и после реакции.

Пример 21. Составить уравнение реакции между бромоводородом и концентрированным раствором серной кислоты. В результате реакции образуется свободный бром и оксид серы (IV).

1. Записываем схему реакции:

HBr + H₂SO₄ → Br₂ + SO₂

2. Определяем степень окисления атомов элементов до и после реакции. Выясняем, что произошло изменение степени окисления брома и серы:

HBr^- + H₂ O₄ → + O₂

3. Составляем электронное уравнение:

- 1 →

+ 2 →

4. Подбираем коэффициенты для окислителя и восстановителя. Так как общее число электронов, отданных восстановителем, должно быть равным числу электронов, принятых окислителем, то на каждый атом должно приходиться два иона брома :

- 1 → 2

2

+ 2 → 1

5. Найденные коэффициенты подставляем в схему реакции:

2HBr + H₂SO₄ → Br₂ + SO₂

6. Сравнение обеих частей уравнения показывает, что в левой части находятся четыре атома водорода и два атома кислорода, которых нет в правой части уравнения.

Составляем уравнение реакции в окончательном виде:

2HBr + H₂SO₄ → Br₂ + SO₂ + 2Н₂О

7. В заключении проверяем правильность уравнения, подсчитывая и сравнивая числа атомов кислорода в обеих частях уравнения.

При составлении уравнений окислительно-восстановительных реакций, протекающих в растворах, часто применяют ионно-электронный метод (метод полуреакций). В его основе лежит составление ионных уравнений для процесса окисления и процесса восстановления(частные уравнения) и последующее суммирование их в общее уравнение. при составлении ионной схемы используют правила составления кратких ионных уравнений: формулы сильных электролитов записывают в виде ионов, а слабых электролитов, осадков и газов – в виде молекул; ионы, не претерпевшие изменения в результате реакции, в схему не вносят.

Пример 22. Реакция окисления иодида калия в кислой среде с помощью перманганата калия выражается схемой:

KMnO₄ + KI + H₂SO₄ → MnSO₄ + I₂ + K₂SO₄ + H₂O

1. Записываем уравнение этой реакции в виде краткого ионного уравнения:

MnO + I^- + H⁺ → Mn²⁺ + I₂ + H₂O

2. Из уравнения следует, что перманганат-ион восстанавливается до иона Mn²⁺. В кислом растворе атомы кислорода, входящие в состав ионов MnO , вместе с ионами водорода образуют молекулы воды.

В правильно написанном уравнении полуреакции отражается неизменность как числа атомов, так и числа электрических зарядов в исходных веществах и продуктах реакции, т.е. материальный и электронный баланс. Уравнение полуреакции после расстановки коэффициентов имеет следующий вид:

MnO + 8H⁺ → Mn²⁺ + 4H₂O

окисленная восстановленная

форма форма

3. Необходимо, чтобы в полуреакции восстановления MnO равенство существовало ещё и по зарядам. Алгебраическая сумма зарядов ионов слева составляет +7, а справа - +2. Поэтому к левой части уравнения добавляем 5 :

MnO + 8H⁺ + 5 → Mn²⁺ + 4H₂O

4. Полуреакция окисления ионов иода имеет вид:

I^- → I₂

5. Для уравнивания зарядов необходимо от левой части схемы отнять 2 :

I^- - 2 → I₂

восстанов- окисленная

ленная форма форма

6. Суммируем уравнения обеих полуреакций в общее уравнение:

MnO + 8H⁺ + 5 → Mn²⁺ + 4H₂O

I^- - 2 → I₂

7. Поставим соответствующие коэффициенты перед окислителем и восстановителем

2MnO + 10I^- + 16H⁺ → 2Mn²⁺ + 5I₂ + 8H₂O

и составляем уравнение окислительно-восстановительного процесса в молекулярной форме, учитывая, что серная кислота взята в качестве среды:

2KMnO₄ + 10KI + 8H₂SO₄ → 2MnSO₄ + 5I₂ + 6K₂SO₄ + 8H₂O

Задание

11. Из четырёх веществ вашего варианта выберите сильные и слабые электролиты и составьте уравнения диссоциации их в водном растворе.

12. Рассчитайте величину рН и рОН раствора, зная величину концентрации Н⁺ ионов (столбец 5).

13. В столбце 3 приведены малорастворимые электролиты. Напишите выражение ПР малорастворимого электролита вашего варианта. Определите, в каком объёме воды можно растворить 0,5 г данного малорастворимого вещества.

Номер варианта	Наименование веществ	Наименование веществ			[H+], моль/л
	1	2	3	4	5
1	CsOH	H2C2O4	SrSO4	Na2SO3	10-4
2	Sr(OH)2	H3BO3	MnS	K2S	3,2∙10-6
3	RbOH	CH3COOH	PbI2	Al2(SO4)3	7,4∙10-11
4	H2SO4	NH4OH	BaCrO4	NaNO2	10-3
5	LiOH	H3PO4	Ca3(PO4)2	HCOOLi	6,5∙10-8
6	HI	H2SO3	CaCO3	Na2SiO3	1,4∙10-12
7	Ba(OH)2	HCN	CaSO4	K2SO3	2∙10-7
8	HClO4	NH4OH	MgCO3	(NH4)2SO4	8,1∙10-3
9	HCl	H2Se	Ag2SO4	Na2CO3	2,7∙10-10
10	NaOH	H2SiO3	BaSO4	FeCl2	4,6∙10-4

Вариант 1.

14. Написать в ионно-молекулярной форме уравнения реакций, приводящих к образованию малорастворимых осадков или газов:

а) Pb(NO₃)₂ + KI; б) NiCl₂ + H₂S

15. Расставить коэффициенты в окислительно-восстановительных реакциях:

а) методом электронного баланса:

AgNO₃→Ag + NO₂ + O₂

б) ионно-электронным методом:

KClO₃ + FeSO₄ + H₂SO₄ = KCl + Fe₂(SO4)₃ + H₂O

Вариант 2.

14. Написать в ионно-молекулярной форме уравнения реакций, приводящих к образованию малорастворимых осадков или газов:

а) K₂CO₃ + HCl; б) CuSO₄ + NaOH

15. Расставить коэффициенты в окислительно-восстановительных реакциях:

а) методом электронного баланса:

P + KOH + H₂O → PH₃ + KH₂PO₄

б) ионно-электронным методом:

NaNO₃ + NaI + H₂SO₄ = NO + I₂ + Na₂SO₄ + H₂O

Вариант 3.

14. Написать в ионно-молекулярной форме уравнения реакций, приводящих к образованию малорастворимых осадков или газов:

а) CaCO₃ + HCl; б) CuSO₄ + Na₂S

15. Расставить коэффициенты в окислительно-восстановительных реакциях:

а) методом электронного баланса:

HClO₃ = ClO₂ + HClO₄

б) ионно-электронным методом:

K₂SO₃ + KMnO₄ + H₂O = K₂SO₄ + MnO₂ + KOH

Вариант 4.

14. Написать в ионно-молекулярной форме уравнения реакций, приводящих к образованию малодиссоциированных соединений:

а) Na₂S + H₂SO₄; б) FeS + HCl

15. Расставить коэффициенты в окислительно-восстановительных реакциях:

а) методом электронного баланса:

H₂S + H₂SO₃ = S + H₂O

б) ионно-электронным методом:

As₂S₃ + HNO₃ = H₃AsO₄ + H₂SO₄ + NO

Вариант 5.

14. Написать в ионно-молекулярной форме уравнения реакций, приводящих к образованию малодиссоциированных соединений:

а) HCOOK + HNO₃; б) NH₄Cl + Ca(OH)₂

15. Расставить коэффициенты в окислительно-восстановительных реакциях:

а) методом электронного баланса:

Zn + HNO_3(разб) = Zn(NO₃)₂ + N₂ + H₂O

б) ионно-электронным методом:

FeCl₂ + KMnO₄ + HCl_(разб) = FeCl₃ + MnCl₂ + KCl + H₂O

Вариант 6.

14. Написать в ионно-молекулярной форме уравнения реакций, приводящих к образованию малодиссоциированных соединений:

а) NaClO + HNO₃; б) KCN + HCl

15. Расставить коэффициенты в окислительно-восстановительных реакциях:

а) методом электронного баланса:

FeCl₃ + H₂S = FeCl₂ + S + HCl

б) ионно-электронным методом:

HNO₂ + KMnO₄ + H₂SO₄ = HNO₃ + MnSO₄ + K₂SO₄ + H₂O

Вариант 7.

14. Написать в ионно-молекулярной форме уравнения реакций, приводящих к образованию малорастворимых осадков или газов:

а) Pb(NO₃)₂ + KI; б) NiCl₂ + H₂S; в) K₂CO₃ + HCl;

г) CuSO₄ + NaOH; д) CaCO₃ + HCl.

15. Расставить коэффициенты в окислительно-восстановительных реакциях:

а) методом электронного баланса:

SO₂ + Br₂ + H₂O = HBr + H₂SO₄;

б) ионно-электронным методом:

AgNO₃ + KOH + H₂O₂= Ag + KNO₃ + O₂

Вариант 8.

14. Написать в ионно-молекулярной форме уравнения взаимодействия между водными растворами следующих веществ:

а) NaHCO₃ и HCl; б) FeCl₃ и KOH;

15. Расставить коэффициенты в окислительно-восстановительных реакциях:

а) методом электронного баланса:

Cu + H₂SO₄ = CuSO₄ + SO₂ + H₂O

б) ионно-электронным методом:

KMnO₄ + MnSO₄ + H₂O = MnO₂ + K₂SO₄ + H₂SO₄

Вариант 9.

14. Написать в ионно-молекулярной форме уравнения взаимодействия между водными растворами следующих веществ:

a) Pb(CH₃COO)₂ и Na₂S; б) KHS и H₂SO₄;

15. Расставить коэффициенты в окислительно-восстановительных реакциях:

а) методом электронного баланса:

HCl + CrO₃ = CrCl₃ + Cl₂ + H₂O

б) ионно-электронным методом:

KMnO₄ + KOH = K₂MnO₄ + O₂ + H₂O

Вариант 10.

14. Написать в ионно-молекулярной форме уравнения взаимодействия между водными растворами следующих веществ:

а) Ca(OH)₂ и CO₂; б) Fe(OH)₃ и HCl

15. Расставить коэффициенты в окислительно-восстановительных реакциях:

а) методом электронного баланса:

I₂ + KOH = KIO₃ + KI + H₂O

б) ионно-электронным методом:

K₂Cr₂O₇ + H₂S + H₂SO₄ = Cr₂(SO₄)₃ + S + K₂SO₄ + H₂O