Неорг химия

–составить полное ионно-молекулярное уравнение, для чего формулу каждого из участников реакции записать в молекулярной или ионной форме в соответствии с указанными выше правилами;

–составить краткое ионно-молекулярное уравнение, исключив из полного уравнения одинаковые ионы, т. е. те ионы, которые присутствуют в обеих частях уравнения в неизменном виде, а следовательно, не участвуют в реакции.

Формулы веществ, трудноили малорастворимых, а также летучих со-

единений принято помечать вертикальной стрелкой («↓» для веществ, выпадающих в осадок, или «↑» для веществ, улетучивающихся из сферы реакции).

Примеры составления ионно-молекулярных уравнений реакций см. ниже.

Реакции, идущие с образованием слабого электролита

1. Реакциянейтрализации, протекающаясобразованиемслабогоэлектролита– воды: HCl + KOH = KCl + H2O.

Полное ионно-молекулярное уравнение:

H+ + Cl- + K+ + OH- = K+ + Cl- + H2O

(формулы сильных электролитов, растворимых в воде – хлороводородной кислоты, гидроксида калия и хлорида калия представлены в ионной форме, формула слабого электролита – воды записана в молекулярной форме).

Краткое ионно-молекулярное уравнение:

H+ + OH- = H2O

(сокращены одинаковые ионы: катионы калия и хлорид-анионы).

2. Реакции, идущие с образованием слабых кислот или оснований: CH3COONa + HNO3 = CH3COOH + NaNO3.

Полное ионно-молекулярное уравнение:

CH3COO- + Na+ + H+ + NO3- = CH3COOH + Na+ + NO3-

41

(формулы сильных электролитов, растворимых в воде – ацетата натрия, азотной кислоты и нитрата натрия записаны в ионном виде, формула слабой уксусной кислоты представлена в молекулярной форме).

Краткое ионно-молекулярное уравнение:

CH3COO- + H+ = CH3COOH (сокращены одинаковые ионы: катионы натрия и нитрат-анионы).

3. Реакции, сопровождающиеся образованием комплексного соединения: Zn(OH)2 + 2NaOH = Na2[Zn(OH)4].

Полное ионно-молекулярное уравнение:

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

(формулы сильных электролитов, растворимых в воде – гидроксида натрия и комплексной соли, тетрагидроксоцинката (II) натрия записаны в ионной форме, формула труднорастворимого гидроксида цинка (II) – в молекулярной).

Краткое ионно-молекулярное уравнение:

Zn(OH)2 + 2OH- = [Zn(OH)4]2-

(сокращены катионы натрия).

Реакции, идущие с образованием газообразного продукта

ZnS + 2HCl = ZnCl2 + H2S↑

Полное ионно-молекулярное уравнение:

ZnS + 2H+ + 2Cl- = Zn2+ + 2Cl- + H2S

(формулы сильных электролитов, растворимых в воде – хлороводородной кислоты и хлорида цинка представлены в ионном виде, формулы труднорастворимого сульфида цинка и слабой сероводородной кислоты – в молекулярной форме).

Краткое ионно-молекулярное уравнение:

ZnS + 2H+ = Zn2+ + H2S↑ (сокращены хлорид-анионы).

42

Реакции, идущие с образованием трудно- и малорастворимых соединений

Ca(NO3)2 + Na2CO3 = CaCO3 ↓+ 2NaNO3

Полное ионно-молекулярное уравнение:

Ca2+ + 2NO3- + 2Na+ + CO32- = CaCO3 + 2Na+ + 2NO3-

(здесь все участники реакции относятся к классу солей – сильных электролитов, однако, одна из них – карбонат кальция – является труднорастворимым веществом, поэтому формула этой соли записана в молекулярной форме, тогда как формулы всех остальных солей – в ионной форме).

Краткое ионно-молекулярное уравнение:

Сa2+ + CO32- = CaCO3 ↓

(сокращены катионы натрия и нитрат-анионы).

Пример 12. Укажите кpаткую ионно-молекулярную фоpму для молекуляpного уpавнения

С помощью приложений 1 и 2 и данных, представленных в табл. 5, можно установить, что все электролиты, формулы которых фигурируют в данном молекулярном уравнении, являются растворимыми в воде, из них два являются слабыми (азотистая кислота и вода), а два – сильными (гидроксид калия и нитрит калия). Следовательно, при составлении ионно-молекулярного уравнения формулы гидроксида калия и нитрита калия следует записать в ионной форме, а формулы азотистой кислоты и воды – в молекулярной форме. После сокращения одинаковых ионов (катионов калия) получается краткое ионномолекулярное уравнение, идентичное уравнению, приведенному в ответе 3.

43

Пример 13. Укажите молекуляpную фоpму для кpаткого ионно-молекулярного уpавнения

В левой части ионно-молекулярного уравнения фигурируют катион водорода и сульфид-анион. Очевидно, что источниками этих ионов могут быть только сильные электролиты, растворимые в воде. Отсюда следует, что в левой части искомого молекулярного уравнения должны присутствовать формулы сильной кислоты и растворимой соли. Среди представленных кислот сильными являются: хлороводородная (ответ 1) и азотная (ответы 4 и 5), следовательно, остальные ответы (2 и 3) являются заведомо неверными, так как содержат формулы слабых кислот (азотистой и ортофосфорной). Из трех солей – сульфида цинка (II), сульфида натрия и сульфида меди (II) растворимой солью является только сульфид натрия. Итак, правильный ответ стоит под номером 4.

Реакции, протекающие в растворах электролитов, всегда направлены в сторону образования менее диссоциирующих соединений (слабых электролитов, газообразных, малорастворимых веществ или комплексных соединений). Если соединения указанных типов образоваться не могут, то реакция не протекает.

Пример 14. С каким из перечисленных веществ взаимодействует NaCl?

1.CuSO4

2.Fe(NO3)3

3.AgNO3

4.Ba(OH)2

5.KOH

44

Запишем молекулярные уравнения предполагаемых реакций:

1.NaCl + CuSO4 → CuCl2 + Na2SO4

2.NaCl + Fe(NO3)3 → FeCl3 + NaNO3

3. NaCl + AgNO3 → AgCl + NaNO3

4. NaCl + Ba(OH)2 → BaCl2 + NaOH

5. NaCl + KOH → KCl + NaOH

Хлорид меди (II), хлорид железа (III), хлорид бария, хлорид калия, сульфат натрия, нитрат натрия растворимы в воде. Гидроксид натрия также относится к категории сильных электролитов, расворимых в воде. Лишь хлорид серебра является труднорастворимой солью. Следовательно, из пяти предполагаемых реакций будет происходить лишь реакция, в результате которой ожидается образование труднорастворимого продукта (ответ 3).

Пример 15. С каким из пеpечисленных веществ не взаимодействует Na2S?

1.CuSO4

2.AgNO3

3.HCl

4.NH4Cl

5.Pb(NO3)2

Запишем молекулярные уравнения предполагаемых реакций обмена:

1.Na2S + CuSO4 → CuS + Na2SO4

2.Na2S + AgNO3 → Ag2S + NaNO3

3.Na2S + HCl → NaCl + H2S

4.Na2S + NH4Cl → (NH4)2S + NaCl

5.Na2S + Pb(NO3)2 → PbS + NaNO3

Вданном случае необходимо найти такую пару веществ, при обмене между которыми не образуются ни малоили труднорастворимые соединения, ни слабые электролиты, ни газообразные вещества. В случаях 1, 2, 5 реакции будут происходить, так как в результате обмена образуются труднорастворимые соединения: CuS, Ag2S, PbS (см. приложение 3). Также возможно протекание ре-

45

акции в случае 3, так как здесь образуется слабый электролит H2S. И лишь в случае 4 не следует ожидать химического взаимодействия – оба ожидаемых продукта являются сильными электролитами, растворимыми в воде (растворимые соли

(NH4)2S иNaCl).

рН-метрия

Вода является очень слабым электролитом. Диссоциацию воды можно выразить уравнением

H2O + H2O R H3O+ + OH-

или упрощенно

H2O R H+ + OH-.

Константа диссоциации воды при 22 °С составляет

K = [H+ ] [OH- ] =1,86 10−16. д [H2O]

Поскольку диссоциация воды весьма незначительна, то концентрацию недиссоциированных молекул воды [Н2O] можно принять равной общей концентрации воды, которая составит 1000 : 18 = 55,56 моль/л.

Тогда

1,86·10-16·55,56 = [Н+]·[ОН-]=10-14.

Произведение [Н+]·[ОН-] является величиной постоянной при данной температуре и называется ионным произведением воды Kw. Постоянство Kw означает, что в воде и любом водном растворе присутствуют ионы Н+ и ОН- и произведение их концентрации при 22° С всегда равно 10-14.

Характер среды (нейтральная, кислая, щелочная) зависит от соотношения концентраций ионов [Н+] и [ОН-]:

в нейтральной среде [Н+] = [ОН-]= 10-7; в кислых растворах [Н+] >10-7 (например, 10-3, 10-1);

в щелочной среде [H+] <10-7 (например, 10-8, 10-11).

Для характеристики среды обычно пользуются величиной отрицательного десятичного логарифма концентрации водородных ионов, которую называют водородным показателем рН:

pH = -lg[H+].

46

Соответственно, гидроксидный показатель pOH = -lg[OH-]. Исходя из постоянства величины Kw, получим рН + рОН=14.

Тогда для нейтральной среды рН=7, в кислых растворах рН <7, в щелочных – рН >7.

Для качественного определения характера среды используют различные индикаторы. В табл. 6 приведены интервалы перехода окраски некоторых наиболее распространенных индикаторов в единицах рН.

В растворах сильных кислот и оснований концентрации ионов Н+ и ОН- численно равны их мольным концентрациям. Например, cH+ в 0,001 М растворе НСl равна 0,001 моль/л, а cOH- в 0,01 М растворе NaOH равна 0,01 моль/л.

Концентрации ионов Н+ и ОН- в растворах слабых кислот и оснований равны концентрациям диссоцированных молекул электролитов и определяются исходя из соотношения

с = αс0,

где с – концентрация ионовН+ или ОН–, моль/л; с0 – исходная концентрация раствора, моль/л; α – степень диссоциации электролита.

Расчет степени диссоциации производят по формуле KД = α2с0/(1 – α) . Если α << 1, то KД = α2с0.

Значения констант диссоциации слабых электролитов приведены в приложении 2.

KД – это общее обозначение константы диссоциации электролита. Часто кислотную константу диссоциации кислоты обозначают Ka (acidic), а основния – Kb (basic).

47

Пример 16. Вычислить рН 0,01 М раствора НNО3.

Поскольку концентрация ионов Н+ в раствоpax сильных кислот равна концентрации кислоты, а рН = -lg[H+], тo pH = -lg10-2 и рН = 2.

Пример 17. ВычислитьрНрастворащелочиNaOH сконцентрацией0,001 М.

Учитывая, что щелочь NaOH – сильный электролит, имеем [ОН-] = 0,001 = 10-3 М; рОН = -lg[OH-] = -lg10-3; рОН = 3. Исходя из соотношения рН + рОН = 14, находим, что рН = 14 - 3 = 11.

Пример 18. Рассчитать рН 0,01 М раствора NH4OH.

Степень диссоциации NH4OH в 0,01 М растворе NН4ОН составит

α = Kb/c0 = 1,810-5/10-2 = 4,2 10-2 .

Найдем концентрацию диссоциированных молекул NH4OH и равную ей концентрацию ионов ОН–: с = αс0 = 4,2 10-2 10-2 , с = 4,2·10-4 моль/л.

Определим рОН и рН раствора NH4OH:

pOH = -lg [OH-] = -lg 4,2·10-4 = 3,37. Тогда рН = 14 – 3,37 = 10.63.

Потенциометрическое определение рН

Потенциометрическое определение рН раствора основано на измерении разности потенциалов двух электродов: стеклянного и хлорсеребряного. При погружении cтеклянного электрода в исследуемый раствор возникает определенный потенциал, величина которого зависит от рН исследуемого раствора. Хлорсеребряный электрод имеет строго постоянный потенциал и используется в качестве электрода сравнения. Разность электродных потенциалов при постоянной температуре зависит от рН исследуемого раствора. На рис.1 представлен рН-метр PICCOLO PLUS HI 1295, который позволяет измерить рН раствора и темперетуру.

48

4.

4.КАРТА КОНТРОЛЯ 12,13

1.Укажите слабый электpолит.

1.KCl

2.HCl

3.NaOH

4.HCN

5.Ba(OH)2

2.Как влияет на смещение равновесия добавление гидроксида натрия к равновесной системе HCO3 R H+ + CO3-

1.Равновесие не смещается;

2.Равновесие смещается вправо, степень диссоциации увеличивается;

3.Равновесие смещается влево, степень диссоциации увеличивается;

4.Равновесие смещается влево, степень диссоциации уменьшается;

5.Равновесие смещается вправо, степень диссоциации уменьшается.

3.Укажите кpаткую ионно-молекулярную фоpму для молекуляpного уpавнения

Ba(NO3)2 + K2CO3 = BaCO3 + 2KNO3

1.2K+ + CO32- = K2CO3

2.Ba2+ + 2K+ + CO32- = BaCO3 + 2K+

3.Ba2+ + 2NO3- + CO32- = BaCO3 + 2NO3-

4.Ba2+ + 2NO3- + 2K+ + CO32- = BaCO3 + 2K+ + 2NO3-

5.Ba2+ + CO32- = BaCO3

12Необходимо указать номер правильного ответа.

13Правильные ответы смотрите на стр.163.

50