Примеры составления ионных уравнений

Пример 1. Написать ионное уравнение реакции:

Fe(OH)₂ + H₂SO₄  FeSO₄ +2H₂O

Fe(OH)₂ – практически нерастворимое соединение (см. таблицу растворимости), а потому записывается в недиссоциированной (молекулярной) форме: Fe(OH)₂.

H₂SO₄ – хорошо растворимое соединение, являющееся одновременно сильным электролитом (см. список кислот – сильных электролитов, приведён выше), а потому записывается в диссоциированной форме: 2H⁺ + SO₄^2-.

FeSO₄ – хорошо растворимое соединение (см. таблицу растворимости), являющееся одновременно сильным электролитом (т. к. является солью), а потому записывается в диссоциированной форме: Fe²⁺ + SO₄^2-.

Вода H₂O является слабым электролитом, а потому записывается в недиссоциированной форме: 2H₂O.

Итого ионное уравнение записывается следующим образом:

Fe(OH)₂ + 2H⁺ + SO₄^2-  Fe²⁺ + SO₄^2- + 2H₂O

или, после сокращения одинаковых частиц в левой и правой частях уравнения (SO₄^2-),

Fe(OH)₂ + 2H⁺  Fe²⁺ + 2H₂O.

Пример 2. Написать ионное уравнение реакции:

FeCl₃ + 3NH₄OH  Fe(OH)₃↓+ 3NH₄Cl

FeCl₃ – хорошо растворимое соединение, являющееся одновременно сильным электролитом (поскольку является солью), а потому записывается в диссоциированной форме: Fe³⁺ + 3Cl^-.

NH₄OH – также растворимое соединение, однако являющееся слабым электролитом (не входит в список сильных оснований, см. выше), а потому записывается в молекулярной форме: 3NH₄OH.

Fe(OH)₃ – практически нерастворимое соединение и, следовательно, записывается в молекулярной форме: Fe(OH)₃.

NH₄Cl – хорошо растворимое соединение, являющееся одновременно сильным электролитом (т. к. является солью), а потому записывается в диссоциированной форме: 3NH₄⁺ + 3Cl^-.

Итого ионное уравнение записывается следующим образом:

Fe³⁺ + 3Cl^- + 3NH₄OH  Fe(OH)₃↓ + 3NH₄⁺ + 3Cl^-

или, после сокращения одинаковых ионов (Cl^-),

Fe³⁺ + 3NH₄OH  Fe(OH)₃↓ + 3NH₄⁺.

Пример 3. Написать ионное уравнение реакции:

KI + AgI  K[AgI₂].

KI – хорошо растворимое соединение, являющееся одновременно сильным электролитом (т. к. является солью), а потому записывается в диссоциированной форме: K⁺ + I^-.

AgI – практически нерастворимое соединение, а потому записывается в недиссоциированной (молекулярной) форме: AgI.

K[AgI₂] – комплексное соединение, о чём свидетельствует наличие квадратных скобок в формуле соединения. Само соединение является солью, хорошо растворимой в воде (знак осадка не помечен), а потому оно должно диссоциировать на ионы K⁺ и [AgI₂]^-. При этом образующийся ион [AgI₂]^- является комплексным (устойчивым), т. е. практически не подвергается дальнейшей диссоциации. Таким образом, соединение записывается в виде: K⁺ + [AgI₂] ^-.

Итого ионное уравнение записывается следующим образом:

K⁺ + I^- + AgI = K⁺ + [AgI₂] ^-

или, после сокращения одинаковых частиц в левой и правой частях уравнения (K⁺),

AgI + I^-  [AgI₂]^-.

Выполнение работы

Опыт 1. Образование малорастворимых оснований. В одну пробирку налить 3−5 капель раствора соли железа (III), в другую – столько же раствора соли меди (II), в третью – раствора соли никеля (II). В каждую пробирку добавить по несколько капель раствора щелочи до выпадения осадков. Осадки сохранить до следующего опыта.

К какому классу относятся полученные осадки гидроксидов металлов? Являются ли эти гидроксиды сильными основаниями?

Опыт 2. Растворение малорастворимых оснований. К полученным в предыдущем опыте осадкам добавить по несколько капель раствора соляной кислоты концентрацией 15 % до их полного растворения.

Какое новое малодиссоциированное соединение образуется при растворении оснований в кислоте?

Опыт 3. Образование малорастворимых солей.

A. В две пробирки налить по 3−5 капель раствора нитрата свинца (II) и прибавить в одну пробирку несколько капель йодида калия, в другую – хлорида бария.

Что наблюдается в каждой пробирке?

Б. В одну пробирку налить 3−5 капель раствора сульфата натрия, в другую – столько же раствора сульфата хрома (III). В каждую пробирку добавить несколько капель раствора хлорида бария до выпадения осадков.

Какое вещество образуется в качестве осадка? Будет ли протекать аналогичная реакция хлорида бария, например, с сульфатом железа (III)?

Опыт 4. Изучение свойств амфотерных гидроксидов.

А. В две пробирки внести по 3 капли раствора соли цинка и несколько капель разбавленного раствора едкого натра (из штатива с реактивами) до образования осадка гидроксида цинка. Растворить полученные осадки: в одной пробирке – в растворе соляной кислоты, в другой – в избытке концентрированного раствора едкого натра (из вытяжного шкафа).

Б. В две пробирки внести по 3 капли раствора соли алюминия и несколько капель разбавленного раствора едкого натра (из штатива с реактивами) до образования осадка гидроксида алюминия. Растворить полученные осадки: в одной пробирке – в растворе соляной кислоты, в другой – в избытке концентрированного раствора едкого натра (из вытяжного шкафа).

В. В две пробирки внести по 3 капли раствора соли хрома (III) и несколько капель разбавленного раствора едкого натра (из штатива с реактивами) до образования осадка гидроксида хрома (III). Растворить полученные осадки: в одной пробирке – в растворе соляной кислоты, в другой – в избытке концентрированного раствора едкого натра (из вытяжного шкафа).

Опыт 5. Образование малодиссоциированных соединений. В пробирку внести 3−5 капель раствора хлорида аммония и добавить несколько капель раствора едкого натра. Обратите внимание на запах, объясните его появление на основе уравнения реакции.

Опыт 6. Образование комплексов. В пробирку налить 3−5 капель раствора сульфата меди (II), затем по каплям добавить разбавленный (из штатива с реактивами!) раствор аммиака до образования осадка сульфата гидроксомеди (II) согласно реакции:

2CuSO₄ + 2NH₄OH = (CuOH)₂SO₄ + (NH₄)₂SO₄

Добавить к осадку избыток концентрированного раствора аммиака (из вытяжного шкафа!). Обратите внимание на растворение осадка согласно реакции:

(CuOH)₂SO₄ + (NH₄)₂SO₄ + 6NH₄OH = 2[Cu(NH₃)₄]SO₄ + 8H₂O

Какую окраску имеет образующийся растворимый амминокомплекс меди?

Опыт 7. Образование газов.

A. Налить в пробирку 3−5 капель раствора карбоната натрия и несколько капель серной кислоты. Что наблюдается?

Б. Налить в пробирку 3−5 капель раствора сульфида натрия и 1 каплю серной кислоты. Обратить внимание на запах выделяющегося газа.

Содержание протокола лабораторной работы

По каждому опыту записать используемые при проведении эксперимента реактивы и результаты проведения реакций: образование или растворение осадка, цвет образующегося осадка (раствора), выделение газа (и его запах), изменение цвета раствора и т.д.

Содержание отчета по лабораторной работе

1. Название работы.

2. Цель работы.

3. Уравнения реакций в молекулярной и ионной форме, результаты проведения реакций, ответы на вопросы.

Лабораторная работа № 6. Исследование гидролиза солей

Цель работы: ознакомиться с процессом гидролиза солей и его следствиями, научиться составлять уравнения гидролиза.

Общие сведения

Ионы, образующиеся в результате растворения и последующей диссоциации солей, всегда в той или иной степени взаимодействуют с окружающими молекулами воды. Если такие ионы соответствует слабой кислоте (например, ион CO₃^2- соответствует слабой кислоте H₂CO₃) или слабому основанию (например, ион Fe³⁺ соответствует слабому основанию Fe(OH)₃), данное взаимодействие является особенно сильным и приводит к разложению молекул воды. При этом ионы, соответствующие слабой кислоте, отщепляют от воды частицу H⁺, присоединяя её к себе; ионы, соответствующие слабым основаниям, отщепляют от воды частицу OH^- и присоединяют её. Данный процесс получил название гидролиза соли. Если гидролизующийся ион соответствует слабой многоосновной кислоте (или многокислотному основанию), гидролиз идёт ступенчато. Процесс присоединения к гидролизующемуся иону первого иона H⁺ (или OH^-) называется первой ступенью гидролиза, второго иона H⁺ (или OH^-) – второй ступенью гидролиза, и т. д. Как правило, при обычных условиях гидролиз протекает лишь по первой ступени.

В большинстве случаев гидролизу подвергается лишь часть соли, и реакция гидролиза обратима. Соли, образованные сильной кислотой и сильным основанием, не гидролизуются. К ним относятся, например, хлориды, нитраты и сульфаты щелочных металлов, стронция и бария. Различают три типа гидролиза солей:

Гидролиз соли, образованной сильным основанием и слабой кислотой. В этом случае гидролизуется только анион слабой кислоты (происходит "гидролиз по аниону"). Первую ступень гидролиза в этом случае можно записать следующим образом:

А^n + Н₂О НА^-(n-1) + ОН^

В растворе появляются свободные ионы ОН^, поэтому среда раствора – щелочная, рН > 7. Например, Na₂CO₃ образован сильным основанием NaOH и слабой угольной кислотой H₂CO₃. Диссоциация карбоната натрия описывается уравнением:

.

С водой взаимодействует только карбонат-ион по реакции:

Распределяя катионы натрия по анионам CO₃^2-, HCO₃^- и OH^-, получим молекулярное уравнение гидролиза:

Na₂CO₃ + H₂O   NaHCO₃ + NaOH.

Гидролиз соли, образованной слабым основанием и сильной кислотой. В этом случае гидролизуется только катион слабого основания ("гидролиз по катиону"). Уравнение реакции гидролиза по первой ступени имеет вид:

Мⁿ⁺ + Н₂О МОН^n-1 + Н⁺

В растворе появляются свободные ионы Н⁺, поэтому среда раствора – кислая, рН < 7. Например, FeSO₄ образован слабым основанием Fe(OH)₂ и сильной кислотой H₂SO₄. Сульфат железа (II) диссоциирует по реакции:

.

С водой реагирует остаток слабого основания – катион Fe²⁺:

Fe²⁺ + HOH FeOH⁺ + H⁺.

Распределяя ионы SO₄^2- по катионам Fe²⁺, FeOH⁺ и H⁺, получаем молекулярное уравнение гидролиза:

2FeSO₄ + 2H₂O   (FeOH)₂SO₄ + H₂SO₄.

Гидролиз соли, образованной слабой кислотой и слабым основанием. В этом случае гидролиз протекает как по катиону, так и по аниону. Например, сульфит аммония (NH₄)₂SO₃ образован слабым основанием NH₄OH и слабой кислотой H₂SO₃. Таким образом, с водой взаимодействует как катион аммония, так и сульфит-ион:

по катиону по аниону

NH₄⁺ + H₂O NH₄OH + H⁺ SO₃^2- + H₂O HSO₃^- + OH^-

Избыток ионов Н⁺ и ОН^- образует воду:

Н⁺ + ОН^- → H₂O

Таким образом, суммарное уравнение гидролиза можно записать следующим образом:

NH₄⁺ + SO₃^2- + H₂O NH₄OH + HSO₃^-

или, в молекулярной форме:

(NH₄)₂SO₃ + H₂O NH₄OH + NH₄HSO₃

В соответствии с принципом Ле-Шателье вследствие связывания ионов Н⁺ и ОН^- в молекулы H₂O равновесие гидролиза как по катиону, так и по аниону смещается вправо, то есть происходит взаимное усиление гидролиза. Поэтому степень гидролиза солей, образованных слабыми кислотой и основанием, как правило, заметно выше, чем в случае остальных солей.

При определении характера растворов, образованных такими солями, следует учитывать, что реакции гидролиза по катиону и по аниону проходят в различной степени, зависящей от относительной силы (т. е. значений константы диссоциации K_d) кислоты и основания. Если K_d кислоты превышает соответствующую величину для основания, гидролиз по катиону идёт в большей степени, и среда образующегося раствора – кислая. Если, напротив, K_d основания выше, в большей степени идёт гидролиз по аниону, и среда раствора – щелочная.

Необратимый гидролиз. При гидролизе соли, образованной слабой кислотой и слабым основанием, в случае, если продуктами гидролиза являются малорастворимые соединения и газы, гидролиз протекает необратимо (происходит особенно сильное взаимное усиление гидролиза по катиону и аниону). Данный случай, в частности, реализуется, если в растворе оказываются одновременно трёхзарядные катионы металлов и ионы S^2-, SO₃^2- или CO₃^2- (H₂SO₃ и H₂CO₃ распадаются на SO₂ (CO₂) и H₂O):

2Al³⁺ + 3CO₃^2- + 3H₂O = 2Al(OH)₃↓ + 3CO₂↑

Таким образом, при смешении солей, содержащих трёхзарядные катионы металлов и перечисленные выше анионы, протекает полный необратимый гидролиз:

2AlCl₃ + 3Na₂S + 6H₂O = 2Al(OH)₃↓ + 3H₂S↑ + 6NaCl

При смешении растворов карбонатов и растворов солей двухзарядных катионов, как правило, образуются основные соли:

2CoSO₄ + 2Na₂CO₃ + H₂O = (CoOH)₂CO₃↓ + 2Na₂SO₄ + CO₂