Составление уравнений реакций в молекулярных и ионных формах.

                                 Практическая работа №2

        Тема работы:   Составление уравнений реакций  в молекулярных и ионных формах.

        Цель работы:   Изучить условия протекания реакций ионного обмена и правила написания ионообменных реакций в молекулярной и ионной формах. Научиться составлять уравнения молекулярных и ионных реакций проходящих в растворах.

        Правила выполнения практического занятия:

1.ознакомиться с теоретическим обоснованием практического занятия;

2.в соответствии с одним из вариантов произвести расчеты по формулам и уравнениям;

3.оформить отчет;

4.ответить на контрольные вопросы;

5.сдать зачет по практическому занятию.

                                    Теоретическая часть

            Электролитической диссоциацией называется частичный или полный распад молекул электролита на ионы под действием полярных молекул растворителей.

            Диссоциация протекает в результате сложного физико-химического взаимодействия молекул электролита с полярными молекулами растворителей. Взаимодействие ионов с полярными молекулами растворителя называется сольватацией (для водных растворов –гидратацией) ионов. В растворах электролитов образуются сольватированные ионы.

            Электролиты проводят электрический ток в растворенном или расплавленном состоянии, так как в растворах имеются заряженные частицы: катионы и анионы.

            Вещества, которые в растворенном или расплавленном состоянии не проводят электрического тока, называются неэлектролитами. Количественно процесс диссоциации характеризуется степенью электролитической диссоциации. Степенью диссоциации называется отношение числа молекул, распавшихся на ионы n к общему числу молекул N растворенного вещества:

 · 100% 

            Степень диссоциации выражается в процентах или долях единицы. Электролиты делятся на три группы: а) сильные, б) средние, в) слабые.

            Кислотами  с точки зрения электролитической диссоциации называются электролиты, образующие в водных растворах положительно заряженные ионы водорода и анионы кислотного остатка.

           Ионы водорода являются характерными для кислот и определяют их свойства. Кислоты, являющиеся сильными электролитами: азотная HNO₃, соляная HCl, бромоводородная HBr, иодоводородная HJ, серная H₂SO₄,марганцовая HMnO₄ и другие.

Слабых электролитов значительно больше, чем сильных. Слабыми электролитами являются кислоты: сернистая H₂SO₃, фтороводородная HF, угольная H₂CO₃, сероводородная H₂S, уксусная CH₃COOH и др.

Классификация электролитов

Степень электролитической диссоциации	Сила электролита		Примеры
α  >  30%	сильные	кислоты	H2SO4, HNO3,HCl, HBr, HI
		основания	Ме(OH)n Р., М. в воде
		соли	Р. в воде
3% < α < 30%	средние	кислоты	HF , H2SO3, Н3PO4
		основания	Fe(OH)3
α < 3%	слабые	кислоты	H2S, H2CO3, H2SiO3, СН3СООH
		основания	Ме(OH)n Н. в воде и NH4OH
		соли	М. в воде

Многоосновные кислоты  диссоциируют  ступенчато.

Примеры диссоциации кислот:  HCl = H⁺ + Cl ^–;

CH₃COOH  =  CH₃COO^--  +  H⁺.

I ступень :

                    H₂SO₃ =  H⁺ +  HSO₃ ^-;

                     HSO₃ ^-- = H⁺ + SO₃ ^2—;

итог             H₂SO₃ =2H ⁺ + SO₃ ^2—.

         С точки зрения электролитической диссоциации основаниями называются электролиты, образующие в водных растворах отрицательно заряженные гидроксид-ионы ОН- и катионы металлов. Гидроксид- ионы обуславливают общие свойства оснований. Основания с валентностью катиона больше единицы диссоциируют ступенчато. Сильными электролитами являются основания, в которых катионами являются щелочные и щелочноземельные металлы, за исключением Be(OH)2 и Mg(OH)2.

            В основном основания являются слабыми электролитами, особенно образованные амфотерными металлами, их называют гидроксидами.

I ступень:

                 Ca(OH)₂ = Ca(OH)^-  + OH^-.

 II ступень:

                  Ca(OH)^- = Ca²⁺ + OH^-;

итог           

                   Ca(OH)₂ = Ca²⁺ + 2OH^-.

         Соли – это электролиты, которые диссоциируют на катионы металла и кислотного остатка.

            Растворимые средние соли (Na₂CO₃, NaCl, K₂SO₄ и др.) – обычно сильные электролиты и диссоциируют в воде в одну ступень независимо от состава.

            Например  - Na₂CO₃ = 2Na⁺ + CO₃²⁻.

Кислые и основные соли диссоциируют ступенчато:

I ступень:

                   NaHCO₃ = Na⁺ + HCO₃⁻;

II ступень:

                    HCO₃⁻ +  H⁺ + CO₃ ²⁻.

Основные соли:

I ступень :

                  MgOHCl = MgOH⁺ + Cl⁻ ;

II ступень :

                  MgOH⁺ =  Mg²⁺ + OH⁻.

         Реакции в растворах электролитов протекают между ионами, на которые распадаются молекулы растворенных веществ, а не между молекулами.

            Реакции, протекающие между ионами, называются ионными реакциями.

            Реакции ионного обмена в водных растворах могут протекать:

            1) необратимо, до конца;

            2) обратимо, то есть протекать одновременно в двух противоположных направлениях.

            Правило - Реакции обмена между растворами сильных  электролитов идут до конца, если образуется малодиссоциирующее вещество, или вещество, практически нерастворимое, выделяющееся из раствора в виде осадка или газа.

            Если исходные вещества – сильные электролиты, которые при взаимодействии не образуют нерастворимых или малодиссоциирующих веществ или газов, то такие реакции не протекают: при смешивании растворов образуется смесь ионов.

            Реакции записываю в трех формах:

-         молекулярной;

-         полной ионной;

-         сокращенной ионной.

            Сильные электролиты записываются в виде ионов, средние и слабые электролиты, осадки и газы – в виде молекул. Сущность реакции отражается сокращенным ионным уравнением, в котором указываются только частицы, непосредственно вступающие  в реакцию и не указываются ионы и молекулы, концентрация которых существенно не изменяется. Реакции между электролитами протекают в сторону образования газа, осадка или более слабого электролита.

         Пример 1

            Реакции в растворах электролитов: нейтрализация слабым основанием (гидроксидом аммония)  сильной азотной кислоты.

            Молекулярное уравнение реакции:

            HNO₃ + NH₄OH = NH₄NO₃ + H₂O.

            В этой реакции сильные электролиты: азотная кислота и образующаяся соль - нитрат аммония, которые записываем в виде ионов, а слабые: гидроксид аммония и вода, которые записываем в виде молекул. Полное ионно-молекулярное уравнение имеет вид:

H⁺ + NO₃ ^-- +  NH₄OH  =  NH₄ ⁺+  NO₃ ^-- +  H₂O.

            Как видно, не претерпевают изменений в ходе реакции только ионы NO₃ ^-, исключая их, записываем сокращенное ионно-молекулярное уравнение:

            H⁺  +  NH₄OH  = NH₄ ⁺ + H₂O.

            Пример 2  

            Записать в ионно-молекулярной форме уравнение реакций между следующими веществами: Н₂SO₄ и Fe(OH)₃;  Na₂CO₃ и HCl.

Обменные реакции в растворах электролитов протекают в направлении образования малорастворимых веществ, осадков, газов или молекул слабых электролитов.

            Запишем уравнение реакции:

            а) 2Fe(OH)₃ + 3H₂SO₄ = Fe₂(SO₄)₃+ 6H₂O.

            Так как Fe(OH)₃ − малорастворимое вещество, а Н₂О − слабый электролит, их записываем в молекулярной форме:

            2Fe(OH)₃ + 6H⁺ + 3SO₄²⁻ = 2Fe³⁺ + 3SO₄²⁻ + 6H₂O.

            Ионы, не участвующие в реакции, сокращаются. Конечное уравнение имеет вид

            Fe(OH)₃ + 6H⁺ = 2Fe³⁺ + 6H₂O.

            б) В результате реакции Na₂CO₃ + 2HCl = 2NaCl + H₂CO₃

получается кислота, которая в момент образования распадается на СО₂ и Н₂О.

            2Na⁺ + CO₃²⁻ + 2H⁺ + 2Cl ⁻ = 2Na⁺ + 2Cl⁻ + CO₂ + H₂O.

            Конечное уравнение имеет вид

            CO₃²⁻ +  2H⁺  =  CO₂  + H₂O

            Пример 3 

            По ионно-молекулярной реакции Pb²⁺ + S²⁻ = PbS ↓ составьте два молекулярных уравнения.

            В левой части указаны свободные ионы, которые образуются при диссоциации растворимых сильных электролитов, следовательно, из таблицы растворимости выбираем электролиты, содержащие эти ионы:

Pb(NO₃)₂ + Na₂S = ↓PbS + 2NaNO₃  или

Pb(CH₃COO)₂ + (NH₄)₂S = ↓PbS + 2CH₃COONH₄ .

                                    Практическая часть

            1. Допишите молекулярные, полные и сокращённые ионные уравнения в примерах:

            а) ZnCI₂ +NaOH → …;          Na₂CO₃ + HCl→ …;        NaI + AgNO₃ → …;      

 BaCI_{2 +} Na₂SO₄ → … ;        Pb(NO₃)₂ + HCI → … ;   HCl + NaOH → …;  

            б) Ba(NO₃)₂ + H₂SO₄  → …;  Na₂SiO₃ +  HCI → …;     H₂SO₄ + NaOH → …;      

Na₂CO₃ + H₂SO₄  → …;     Na₂SO₄ + BaCI₂ → …     CuSO₄ + NaOH → …;      

            в)  AI₂(SO₄)₃ + BaCI₂ → …;    CuSO₄ +  NaOH → …;   KI + AgNO₃ → …;    

NaOH + Na₃PO₄ → …;     CuCI₂ +AgNO₃ → …;     H₃PO₄ +  NaOH → …    

            г)  Na₂SO₄ + Ba(NO₃)₂ → …;   ZnCI₂ + AgNO₃ → …;    CuCI₂ + NaOH → …        

NaOH +H₂SO₄  → …;          Na₂CO₃ + HNO₃ → …;   Pb(NO₃)₂ + H₂S → ….        

         2. Составить молекулярные уравнения для реакций, если сокращённые ионные уравнения    имеют вид:
            a) Ca²⁺ + CO₃^2- → CaCO₃↓;         

            б) 2H⁺ + SO₃^2-  → H₂O + SO₂↑;

            в) Ba²⁺ + SO₄^2- → BaSO₄;

            г) 3Ag⁺ + PO₄^3-→ Ag₃PO₄;

            3.  Даны растворы:

            а) нитрата серебра(I) и хлорида кальция;

            б) нитрата серебра(I)  и ортофосфата натрия;

            в) серной кислоты и хлорида бария;

            г) гидроксида бария и сульфата натрия.

            Напишите уравнения реакций, если эти растворы слить попарно. Какие видимые изменения будут наблюдаться при протекании данных реакций?

            4. Составьте молекулярные и ионные уравнения реакций между веществами:

            а) KOH  MgCl₂

            б) NaOH  H₂ SO₃

            в) Na₂S  HCl

            г) Na₂SO₄  Ba(NO₃)₂

            Отметьте обратимые реакции. Поясните, почему необратимые реакции идут до конца.

            5. Определите возможность протекания реакций обмена между водными растворами веществ:

            а) сульфата калия и гидроксида бария;

            б) карбоната натрия и хлорида кальция;

            в) нитрата меди (II) и сульфата железа(II);

            г) гидроксида натрия и серной кислоты;

            Составьте уравнения возможных реакций в молекулярной, полной и сокращённой ионных формах.

            6. Составьте молекулярные уравнения реакций, сущность которых выражают следующие сокращённые ионные уравнения:

            а)  Zn²⁺ + S^2- → ZnS↓;

            б)  Cr³⁺  + 3OH^- → Cr(OH)₃↓;

            в) Ag⁺ + Cl^- → AgCl↓;;

            г) H⁺ + OH^- → H₂O;

            д)  CO₃^2- + 2H⁺ → CO₂↑ + H₂O

            7. Напишите полные и сокращённые ионные уравнения возможных реакций попарно сливаемыми растворами солей:

            AgNO₃  Na₂CO₃  CaCl₂  K₃PO₄

                             Контрольные вопросы                                                                                             

1.Что такое электролиты? Какие вещества относятся к электролитам?

2.Что такое электролитическая диссоциация?

3.Укажите, какие ионы влияют на изменение окраски индикатора?

4.Какими  общими  свойствами  обладают растворимые  и нерастворимые основания?

5.Как называются реакции между кислотой и основанием? Почему?

6.В чём заключается сущность реакций ионного обмена?
 7. Перечислить условия течения реакций ионного обмена до конца.

                  Список использованных источников

     1. Габриелян О.С. Химия: Учебник  для студентов учреждений среднего профессионального образования / И.Г. Габриелян, И.Г. Остроумов, – М.: Академия, 2011.                                                                                                                                                    2.  Габриелян О.С. Химия 11 класс. Базовый уровень: Учебник для общеобразовательных учреждений, – М.: Дрофа, 2010.                                                                           3. Хомченко И.Г. Общая химия: Учебник  для средних профессиональных учебных заведений, - М.:  Новая Волна, 2010.                                                                                                                         4. Хомченко И.Г. Общая химия. Сборник задач и упражнений: Учебное пособие, – М.: Новая Волна, 2010.