Сайт учителя биологии и географии Лотоцкой Е. Г.

Блок 2. Химическая реакция

Электролиты и неэлектролиты. Катионы и анионы. Электролитическая диссоциация кислот, щелочей и солей (средних). Реакции ионного обмена и условия их осуществления

ЭЛЕКТРОЛИТЫ

Это вещества, растворы и расплавы которых проводят электрический ток. 

ИОНЫ - заряженные частицы:  Cl^-, Cu²⁺, NO^3-

КАТИОНЫ – ионы с зарядом  +

АНИОНЫ –   ионы с зарядом   – 

СВОЙСТВА  ИОНОВ  ОТЛИЧАЮТСЯ ОТ СВОЙСТВ АТОМОВ, ИЗ КОТОРЫХ ОНИ ОБРАЗОВАЛИСЬ!!!

Процесс распада электролитов на ионы в процессе растворения или расплавления называется ЭЛЕКТРОЛИТИЧЕСКОЙ ДИССОЦИАЦИЕЙ.

ЭЛЕКТРОЛИТЫ:

Все растворимые веществ в таблице растворимости (исключение  H₂SO₃, H₂S, H₂CO₃,NH₄OH)     

НЕЭЛЕКТРОЛИТЫ:

• нерастворимые неорганические вещества;  
• органические вещества спирты, эфиры, альдегиды, углеводороды, углеводы. (исключение:  кислоты, соли и фенолы):

КАК ПРОИСХОДИТ ПРОЦЕСС РАСТВОРЕНИЯ ЭЛЕКТРОЛИТА? 

Растворение поваренной соли и соляной кислоты. 

Молекулы воды являются дипольными, т.е. один конец молекулы заряжен отрицательно, другой – положительно. 

Молекула воды отрицательным полюсом подходит к иону натрия, положительным – к иону хлора; окружают ионы со всех сторон и вырывают из кристалла, причём только с его поверхности. 

Свободные ионы, оказавшиеся в водном растворе, окружаются полярными молекулами воды: вокруг ионов образуется гидратная оболочка, т.е. протекает процесс гидратации. 

ДИССОЦИАЦИЯ ВЕЩЕСТВ

КИСЛОТЫ

электролиты, при диссоциации которых в качестве катионов образуются только катионы водорода 

Н₃РО₄   ↔ Н⁺ + Н₂РО₄^- (первая ступень)

Н₂РО₄^-  ↔  Н+ + НРO4^2- (вторая ступень)

НРО₄^2-  ↔  Н+ PО4^З- (третья ступень)

Диссоциация многоосновной кислоты протекает главным  образом по первой ступени, в меньшей степени по второй и лишь в незначительной степени - по третьей

ОСНОВАНИЯ

электролиты, при диссоциации которых в качестве анионов образуются только гидроксид-ионы. 

KOH ↔ K+ + OH-;

 NH₄OH↔  NH₄+ + OH-

ОСНОВАНИЯ, РАСТВОРИМЫЕ В ВОДЕ НАЗЫВАЮТСЯ ЩЕЛОЧАМИ

Это основания щелочных и щелочноземельных металлов: LiOH, NaОН, КОН, RbОН, СsОН, FrОН и Са(ОН)₂, Sr(ОН)₂, Ва(ОН)₂, Rа(ОН)₂, а также NН₄ОН.

Большинство оснований в воде малорастворимо.

СОЛИ 

электролиты, при диссоциации которых образуются катионы металлов а также катион аммония (NH₄⁺) и анионы кислотных остатков

(NH₄)₂SO₄  ↔ 2NH₄⁺ + SO₄^2-; 

Na₃PO₄ ↔   3Na⁺ + PO₄^3-

РЕАКЦИИ ИОННОГО ОБМЕНА 

это реакции между сложными веществами в растворах, в результате которых реагирующие вещества обмениваются ионами. 

ПРАВИЛО  БЕРТОЛЛЕ

Реакции обмена в растворах электролитов возможны только тогда, когда в результате реакции образуется  твердое малорастворимое вещество, газообразное или малодиссоциирующее.

ZnO + Н₂SО₄ = ZnSО₄ + Н₂О,

AgNО₃ + КВr = АgВr↓ + КNО₃,

К₂СО₃ + 2НСl = 2КСl +Н₂О + СО₂↑

СОСТАВЛЕНИЕ УРАВНЕНИЙ РЕАКЦИЙ ИОННОГО ОБМЕНА:

1. Записываем молекулярное уравнение реакции, не забывая расставить коэффициенты:

              3NaOH + FeCl₃ = Fe(OH)₃↓ + 3NaCl

2. Определяем и указываем заряды ионов,  определяем растворимость каждого вещества (таблица растворимости).

ИСКЛЮЧЕНИЕ: 

В таблице растворимости некоторые вещества указаны растворимы, но растворяются они только в закрытых сосудах, в открытых образуются газообразные вещества:

NH₄OH → NH₃↑ + H₂O

H₂SO₃ → SO₂↑ + H₂O

H₂CO₃ → CO₂↑ + H₂O

H2S↑

        р            р             н              р              

    3NaOH + FeCl3 = Fe(OH)3 ¯+ 3NaCl 

3. Составляем полное ионное уравнение.

Сильные электролиты записывают в виде ионов, а слабые электролиты, малорастворимые вещества и газообразные вещества записывают в виде молекул. 

3Na⁺ + 3OH^- + Fe³⁺ + 3Cl^-  = Fe(OH)₃↓ + 3Na⁺ + 3Cl^-

4. Находим одинаковые ионы (они не приняли участия в реакции в левой и правой частях уравнения реакции) и сокращаем  их слева и справа.

3Na⁺ + 3OH^- + Fe³⁺ + 3Cl^- = Fe(OH)₃↓ + 3Na⁺ + 3Cl^-

5. Составляем итоговое сокращенное ионное уравнение (выписываем формулы ионов или веществ, которые приняли участие в реакции).

Fe³⁺ +  3OH^- = Fe(OH)₃ ↓

В ВИДЕ ИОНОВ НЕ ЗАПИСЫВАЮТ: 

1. Неэлектролиты (оксиды, простые вещества); 

2. Осадки; газы; воду; слабые электролиты (кислоты и основания);

3. Анионы кислотных остатков кислых солей  слабых кислот (НСО^3-, Н2РО^4- и т.п.) и катионы основных солей слабых оснований  Al(OH)2+.

ПРИМЕРЫ СОСТАВЛЕНИЯ ИОННЫХ УРАВНЕНИЙ.

Пример 1

Сульфид  цинка + соляная кислота à

          н         р         р          р

        ZnS + 2HCl = ZnCl₂ + H2S ↑ 

молекулярная форма

ZnS +2H⁺+2Cl^-=Zn²⁺+2Cl^-+ H₂S↑ 

полное ионно-молекулярное уравнение

ZnS +2H⁺=Zn²⁺+ H₂S ↑ 

сокращенное ионное уравнение

При составлении молекулярного уравнения из сокращенного ионного,  для ионов с левой стороны составляем, используя таблицу растворимости,  растворимые вещества. 

На основе их, заканчиваем правую часть.

 Расставляем коэффициенты.

Пример 2  

Ag⁺ + Вr⁻ = АgВr↓  

AgNО₃ + КВr = АgВr↓ + КNО₃