Atunci când se dizolvă în apă, acid, alcalin sub acțiunea moleculelor de solvent polare sunt supuse disocierea electrolitică, se descompune în ioni încărcați pozitiv - cationi și ioni încărcați negativ - anioni. Acizi - electroliți disociați în soluții cu formarea de cationi hidrogen H +:
HRO Û H + + RO. Baze - electroliți, disociați cu formarea de ioni de hidroxid OH -. ROH Û R + + OH -. Electroliții amfoterici se pot disocia ca acizi și ca baze:
H + + RO - Û ROH Û R + + OH -. Amfotericitatea electrolitului este explicată prin diferența mică în legăturile dintre metal și oxigen (R-O) și între oxigen și hidrogen (O-H). Amestecurile electrolitice amfoterice includ hidroxizii Al (OH) 3. Zn (OH) 2. Be (OH) 2. Pb (OH) 4. Sn (OH) 2. Sn (OH) 4. Cr (OH) 3 și altele. Sarurile mijlocii sunt electroliți. la disocierea căreia se formează cationi metalici (sau NH4 + amoniu) și anioni ai reziduurilor acide.
Disocierea poate să apară integral sau parțial. Raportul dintre numărul moleculelor disociate și numărul moleculelor dizolvate se numește gradul de disociere. În funcție de gradul de disociere, electroliții sunt împărțiți în puternici și slabi.
Electroliții puternici disociază aproape complet în ioni. Acestea includ acizi: HCI, HBr, HI, HNO3. H2S04. HCIO4. HMnO4; baze de metale alcaline și alcalino-pământoase: LiOH, NaOH, KOH, RbOH, CsOH, Ca (OH) 2. Sr (OH) 2. Ba (OH) 2; aproape toate sărurile.
Electroliții slabi disociază în ioni într-o măsură foarte mică. Acestea includ: apă H2O, acizi anorganici (de exemplu, H2SO3, H2S, HNO2, HCN, HCIO); mulți acizi organici (de exemplu, CH3COOH, HCOOH); hidroxid de amoniu NH4OH, baze slab solubile (de exemplu, Mg (OH) 2Fe (OH) 2), hidroxizi amfoterici; câteva săruri (de exemplu, CdCI2, Mg (CN) 2 HgCl2, Fe (SCN) 3).
Ecuația procesului de disociere electrolitică a unui electrolit puternic este înregistrată cu o indicație a ireversibilității sale practice: este dată numai o singură săgeată, direcționată din forma moleculară a electrolitului la ionii săi; Ecuația de disociere pentru electroliții slabi este înregistrată cu o indicație a reversibilității: Û.
Prezența încărcărilor electrice în ioni și mișcările pe care le produc în soluție conferă activitate chimică mare soluțiilor de electroliți. Când se amestecă soluții de diferiți electroliți, ionii încărcăturii opuse din ele pot fi asociați în molecule, complexe sau cristale ale unei noi substanțe, ca urmare a căruia reacțiile chimice au loc în soluție. Reacțiile care implică schimbul de ioni între diferiți electroliți se numesc reacții de schimb ionic. Reacțiile de schimb se desfășoară la rate foarte mari, deoarece reactivii sunt deja în starea activată, iar echilibrul chimic al majorității proceselor este stabilit rapid. Principalul factor care afectează deplasarea echilibrului în soluțiile de electroliți este modificarea concentrației de ioni. Direcția reacției de schimb (deplasarea echilibrului sistemului) este determinată de posibilitatea formării unui compus slab disociant, ușor solubil sau gazos. Ca rezultat, anumiți ioni sunt retrași din sfera de interacțiune sub forma unui electrolit slab, sediment, gaz, ceea ce duce la o reacție mai completă.
În cazul în care, între bază și materiile formate sunt little- disociate sau compus slab solubil, echilibrul sistemului este deplasat spre ionii de legare mai complet, adică. E. În direcția substanței disociat puțin solubilă și puțin.
Reacțiile de schimb sunt exprimate convenabil sub formă de ecuații ion-moleculare (ionice), care arată esența proceselor care apar în soluții. Această formă de înregistrare reflectă starea substanțelor din soluție și interacțiunea acestora.
Atunci când se compun ecuații moleculare ionice (complete și abreviate), formulele de electroliți puternici sunt scrise sub formă de ioni, deoarece în această stare sunt în soluție. Formulele pentru electroliții slabi, substanțele gazoase și ușor solubile sunt scrise sub formă de molecule, indiferent dacă sunt materii prime sau produse ale reacției. Substanțele gazoase sau substanțele precipitante sunt marcate de obicei cu o săgeată verticală - sau ¯ (a se vedea anexa 2).
Exemplul 1. Se scriu ecuații moleculare și ionice ale reacțiilor de interacțiune dintre soluțiile apoase ale următoarelor substanțe:
Soluția. Se scrie ecuația reacției în formă moleculară:
HCI + NaOH = NaCI + H20
Considerând că HCl, NaOH și NaCl se referă la electroliți puternici și H20 la electroliți slabi, vom scrie ecuația moleculară completă ionică:
În timpul reacției, ionii Na + și Cl nu suferă modificări. Excluzând aceste ioni din partea stângă și dreaptă a ecuației, obținem ecuația moleculară ionică abreviată:
Astfel, reacția dintre orice acid tare și orice bază tare (reacția de neutralizare) este redusă la formarea unei molecule slabe de electrolit-apă din ionii de hidrogen și ionii de hidroxid.
Ecuația reacției moleculare:
Pentru a scrie o ecuație completă reacție ion-molecula scrie electroliți puternici Într-o formă ionică, iar sarea insolubilă (PbS) sub formă moleculară (săruri solubile Pb (NO3) 2 și Na2S NaNO3.):
Ionii Na + și NO3 - nu suferă modificări, prin urmare le excludem din ambele părți ale ecuației.
Ecuația moleculară ionică redusă:
Pb2 + + S2 = PbS¯
Reacția este cauzată de formarea unei substanțe puțin solubile.
Pentru a scrie ecuația reacției ion-molecula scrie electroliți puternici (săruri solubile K2 CO3 K2 SO4 și H2 SO4.) Într-o formă ionică, și CO2 (gazos) și H2O (electrolit slab) - într-o formă moleculară:
Ecuația moleculară ionică redusă obținută arată că această reacție are loc cu formarea unei substanțe gazoase și a unui electrolit slab.
Reacția se datorează formării moleculelor de apă. Dar, deoarece acidul azotic HNO2 este un electrolit slab și el însuși este un factor care determină cursul reacției inverse, spre deosebire de cele trei cazuri anterioare, reacția este reversibilă. Cu toate acestea, echilibrul sistemului este schimbat în direcția reacției directe, deoarece apa este un electrolit mult mai slab decât acidul azotic.
Exemplul 2. Se fac două ecuații diferite în formă moleculară, care vor corespunde ecuației într-o formă moleculară ionică redusă: Ni2 + + S2 = NiS¯.
Soluția. Prezența cationilor de nichel și de sulfură - anioni în partea stângă a ecuației spune că două electroliților puternice INTERACT - săruri solubile, compoziția care poate fi foarte diverse și una ionică ecuație poate corespunde mai multor ecuații moleculare. Semnalizăm sub simbolurile ionilor din partea stângă a ecuației ioni de încărcare opusă, care ar forma electroliți solubili puternici cu ionii inițiali. Apoi înregistrăm aceleași ioni în partea dreaptă a ecuației:
Ni2 + + S2 = NiS¯
Sumând ambele ecuații, obținem ecuația moleculară ionică completă:
Prin combinarea ionilor în formulele compuse, vom scrie ecuația în formă moleculară:
Selectând alți ioni potriviți, obținem a doua ecuație:
Ni2 + + S2 = NiS¯
Exemplul 3. Scrieți ecuații moleculare și ionice pentru reacțiile de interacțiune a hidroxidului de zinc amfoter cu acidul azotic și hidroxidul de sodiu. Scrieți ecuațiile de disociere a hidroxidului de zinc în mediu acid și alcalin.
Soluția. Deoarece hidroxidul de zinc Zn (OH) 2 este amfoteric, este capabil să reacționeze și să formeze săruri nu numai cu acizi, ci și cu baze.
Când interacționează cu acidul azotic, se obțin azotat de zinc și apă:
Când interacționează cu hidroxid de sodiu în soluții apoase, se formează compuși complexi:
Ecuațiile de disociere pentru hidroxidul de zinc sunt:
(într-un mediu acid) (într-un mediu alcalin)
Hidroxizii amfoterici disociază atât ca baze cât și ca acizi. Adăugarea acidului înlocuiește acest echilibru spre stânga și adăugarea de alcalii la dreapta. Prin urmare, într-un mediu acid, disocierea este predominantă în tipul bazei și într-o formă alcalină de tip acid. În ambele cazuri, legarea în molecule de apă a ionilor formați în timpul disocierii unui electrolit amfoteric puțin solubil cauzează trecerea într-o soluție de noi porțiuni de astfel de ioni, legarea lor, trecerea într-o soluție de ioni noi. În consecință, dizolvarea unui astfel de electrolit are loc atât în soluția acidă, cât și în soluția alcalină.
181.Compune ecuațiile moleculare și ionice moleculare ale reacțiilor de interacțiune în soluțiile dintre: a) NaHC03 și NaOH; b) K2Si03 și HCI; c) BaCI2 și Na2S04.
182. Elaborarea ecuațiilor moleculare și ionice moleculare ale reacțiilor de interacțiune în soluțiile dintre: a) K2S și HCI; b) FeS04 și (NH4) 2S; c) Cr (OH) 3 și KOH, ținând cont de faptul că hidroxidul de crom (III) prezintă proprietăți amfoterice.
183. Realizați două ecuații moleculare de reacții, care sunt exprimate prin ecuații moleculare ionice:
184. Care dintre substanțele: Al (OH) 3; H2S04; Ba (OH) 2; Cu (NO3) 2 - va interacționa cu hidroxidul de potasiu? Exprimați aceste reacții prin ecuații moleculare și ionice.
185.Compune ecuațiile moleculare și ion-moleculare ale reacțiilor de interacțiune în soluțiile dintre: a) KHCO3 și KOH; b) Zn (OH) 2 și NaOH; c) CaCI2 și AgN03.
186. Elaborarea ecuațiilor moleculare și ionice moleculare ale reacțiilor de interacțiune în soluții între: a) CuSO4 și H2S; b) BaCO3 și HNO3; c) FeCI3 și KOH.
187. Realizați două ecuații moleculare ale reacțiilor, care sunt exprimate prin ecuații moleculare ionice:
a) Cu2 + + S2 = CuS
188. Ecuații moleculare și ionice moleculare ale reacțiilor de interacțiune în soluții între: a) Sn (OH) 2 și HCI; b) BeS04 și KOH; c) NH4CI și Ba (OH) 2.
189. Care dintre substanțele KNSO4. CH3 COOK, Ni (OH) 2. Na2S va interacționa cu o soluție de acid sulfuric? Exprimați aceste reacții prin ecuații moleculare și ionice.
190. Se scriu ecuații moleculare și ionice moleculare ale reacțiilor de interacțiune în soluții între: a) Hg (NO3) 2 și NaJ; b) H2S04 și Na2S; c) Pb (OH) 2 și KOH, având în vedere că hidroxidul de plumb (II) prezintă proprietăți amfoterice.
191. Realizați ecuațiile moleculare ale reacțiilor, care sunt exprimate prin ecuații moleculare ionice:
192. Elaborarea ecuațiilor moleculare și ionice moleculare ale reacțiilor de interacțiune în soluțiile dintre: a) Cu (OH) 2 și HNO3;
b) ZnOHNO3 și HNO3; c) Be (OH) 2 și NaOH, ținând cont de faptul că hidroxidul de beriliu prezintă proprietăți amfoterice.
193. Ecuații moleculare și ionice moleculare ale reacțiilor de interacțiune în soluții între: a) Na3P04 și CaCl2; b) K2C03 și BaCI2; c) Sn (OH) 2 și KOH, având în vedere că hidroxidul de staniu (II) prezintă proprietăți amfoterice.
194. Realizați ecuațiile moleculare ale reacțiilor, care sunt exprimate prin ecuații moleculare ionice:
195. Se scriu ecuații moleculare și ionice moleculare ale reacțiilor de interacțiune în soluții între: a) COS și HCI; b) Ba (OH) 2 și CoCI2; c) Cr (OH) 3 și NaOH, luând în considerare faptul că hidroxidul de crom (III) prezintă proprietăți amfoterice.
196. Realizați ecuațiile moleculare ale reacțiilor, care sunt exprimate prin ecuații moleculare ionice:
a) Zn2 + + H2S = ZnS + 2H +
c) Ag + + Cl - = AgCl
197. Se scriu ecuații moleculare și ionice moleculare ale reacțiilor de interacțiune în soluții între: a) H2S04 și Ba (OH) 2; b) FeCI3 și NaOH; c) CH3 COONa și HCI.
198. Ecuații moleculare și ionice moleculare ale reacțiilor de interacțiune în soluții între: a) CuCI2 și KOH; b) NiSO4 și (NH4) 2S; c) MgCO3 și HNO3.
199. Realizați ecuațiile moleculare ale reacțiilor, exprimate prin ecuații moleculare ionice:
200. Care dintre substanțele: NaCl, NiSO4. Be (OH) 2. NaHCO3 va reacționa cu soluție de hidroxid de sodiu, dat fiind că hidroxidul de beriliu prezintă proprietăți amfoterice. Exprimați aceste reacții prin ecuații moleculare și ionice.
Articole similare
-
Reacții de schimb ionic între ioni în soluțiile de electroliți
-
Condiții pentru evoluția reacțiilor de schimb în soluțiile de electroliți
Trimiteți-le prietenilor: