 |
Правила составления ионных уравнений реакций
|
|
|
|
1. Нерастворимые в воде соединения (простые вещества, оксиды, некоторые кислоты, основания и соли) не диссоциируют.
2. Если малорастворимое вещество образуется в результате реакции, то при записи ионного уравнения его считают нерастворимым.
3. Сумма электрических зарядов ионов в левой и в правой части уравнения должна быть одинаковой.
Порядок составления ионных уравнений реакции
1. Записывают молекулярное уравнение реакции
MgCl2 + 2AgNO3 ® 2AgCl + Mg(NO3)2
2. Определяют растворимость каждого из веществ с помощью таблицы растворимости
| p | p | н | p | |||
| MgCl2 | + | 2AgNO3 | ® | 2AgCl | + | Mg(NO3)2 |
3. Записывают уравнения диссоциации растворимых в воде исходных веществ и продуктов реакции:
MgCl2 «Mg2+ + 2Cl-
AgNO3 «Ag+ + NO3-
Mg(NO3)2 «Mg2+ + 2NO3-
4. Записывают полное ионное уравнение реакции
Mg2+ + 2Cl- + 2Ag+ + 2NO3- ® 2AgCl¯ + Mg2+ + 2NO3-
5. Составляют сокращенное ионное уравнение, сокращая одинаковые ионы с обеих сторон:
Mg2+ + 2Cl- + 2Ag+ + 2NO3- ® 2AgCl¯ + Mg2+ + 2NO3-
Ag+ + Cl- ® AgCl¯
Условия необратимости реакций ионного обмена –
это уменьшение концентрации иона в растворе при:
1. Образовании осадка (¯) (смотри таблицу растворимости)
Pb(NO3)2 + 2KI ® PbI2¯ + 2KNO3
Pb2+ + 2I- ® PbI2¯
2. Выделении газа ()
Na2CO3 + H2SO4 ® Na2SO4 + H2O + CO2
CO32- + 2H+ ® H2O + CO2
3. Образовании малодиссоциированного вещества (H2O)
Ca(OH)2 + 2HNO3 ® Ca(NO3)2 + 2H2O
H+ + OH- ® H2O
4. Образовании комплексных соединений (малодиссоциированныхкомплексных ионов)
CuSO4 • 5H2O + 4NH3 ® [Cu(NH3)4]SO4 + 5H2O
Cu2+ + 4NH3 ® [Cu(NH3)4]2+
В тех случаях, когда нет ионов, которые могут связываться между собой с образованием осадка, газа, малодиссоциированных соединений (H2O) или комплексных ионов реакции обмена обратимы «.
Ионное произведение воды
Вода является слабым электролитом и в незначительной степени диссоциирует на ионы по реакции:
|
|
|
H2O «H+ + OH-
Установлено, что при 22ОС
KW = [H+][OH -] = 1 • 10-14 - (ионное произведение воды)
PH раствора
Величина pH (водородный показатель) используется для характеристики кислотности раствора. Если концентрация ионов водорода равна [H+], то
pH = -lg [H+]
pОH = -lg [ОH-]
рН + рОН = 14
В чистой воде [H+] = [OH-] = 10-7 и рН=7
В кислых растворах [H+] > [OH-] и pH < 7
В щелочных растворах [H+] < [OH-] и pH > 7
Методы измерения водородного показателя.
1. Колориметрический метод. Основан на способности некоторых органических соединений изменять свою окраску в зависимости от активности иона водорода 
в растворе электролита. Эти соединения называют кислотно-основными индикаторами (см.табл).
Таблица
Изменение окраски кислотно-основных индикаторов
В зависимости от pH раствора
| Название | Окраска индикатора в среде | ||
| Кислая [H+] > [OH-] рН < 7 | Нейтральная [H+] = [OH-] рН = 7 | Щелочная [OH-] > [H+] рН > 7 | |
| Лакмус | красный | фиолетовый | синий |
| Фенолфталеин | бесцветный | бесцветный | малиновый |
| Метилоранж | розовый | оранжевый | желтый |
Для более точного определения значения pH растворов используют сложную смесь нескольких индикаторов, нанесенную на фильтровальную бумагу (так называемый "Универсальный индикатор Кольтгоффа"). Полоску индикаторной бумаги обмакивают в исследуемый раствор, кладут на белую непромокаемую подложку и быстро сравнивают окраску полоски с эталонной шкалой для pH.
2. Электрохимический метод. Этот метод позволяет более точно определять значение рН среды. Он основан на измерении разности потенциалов двух электродов, помещенных в анализируемый раствор. Один из этих электродов – электрод сравнения – в процессе измерения имеет более постоянный потенциал, а потенциал второго электрода (обычно стеклянного) зависит от величины в анализируемом растворе. Потенциал стеклянного электрода относительно электрода сравнения измеряется рН-метром, показывающая шкала которого градуирована в единицах рН и позволяет производить непосредственный отсчет измеряемой величины. Электрохимический метод определения водородного показателя называют еще методом рН-метрии.
|
|
|
Гидролиз солей.
Гидролиз - это химическая реакция ионного обмена между водой и растворённым в ней веществом с образованием слабого электролита. В большинстве случаев гидролиз сопровождается изменением pH раствора.
Большинство реакций гидролиза - обратимы:
Pb(NO3)2 + H2O «Pb(OH)(NO3) + HNO3
Pb2+ + HOH →PbOH+ + H+ pH<7 – среда кислая
Na2HPO4 + H2O «NaH2PO4 + NaOH
HPO42- + HOH → H2PO4- + OH- pH>7 – среда щелочная
Если основание и кислота, образующие соль, являются не только слабыми электролитами, но и малорастворимы или неустойчивы и разлагаются с образованием летучих продуктов, то в этом случае гидролиз соли протекает необратимо:
Al2S3 + 6H2O «2Al(OH)3¯ + 3H2S↑
Причиной гидролиза является взаимодействие ионов соли с молекулами воды с образованием малодиссоциированных соединений или ионов.
Способность солей подвергаться гидролизу зависит от двух факторов:
1) свойств ионов, образующих соль;
2) внешних факторов.
|
|
|
