Prevažná väčšina reakcií, s ktorými sa stretneme pri štúdiu vlastností jednotlivých prvkov a ich zlúčenín, prebieha v roztokoch elektrolytov medzi ich iónmi. Preto je veľmi dôležité zvládnuť techniku ​​zostavovania iónových rovníc.

V predchádzajúcom odseku boli podrobne analyzované typické príklady iónových reakcií. Na základe všetkého, čo sa tam hovorí o iónových rovniciach, možno odporučiť nasledujúce poradie ich zostavenia:

1. Napíšte rovnicu reakcie v molekulovej forme.

2. Prepíšte rovnakú rovnicu, nechajte nerozpustné alebo slabo disociujúce vo forme molekúl a zvyšok zapíšte vo forme tých iónov, na ktoré disociujú.

3. Vylúčte ióny, ktoré sa nezúčastňujú reakcie, t. j. tie, ktoré sa nachádzajú na ľavej a pravej strane rovnice v rovnakom počte.

Na upevnenie týchto techník v pamäti uvádzame dva príklady zostavovania iónových rovníc.

Príklad1. Zostavenie iónovej rovnice pre reakciu medzi sírovodíkom (slabá kyselina) a síranom meďnatým:

1) CuS04 + H2S \u003d CuS + H2S04

2) Cu + SO 4 "+ H2S \u003d CuS + 2H + SO 4"

3) Cu + H2S = CuS + 2H

Príklad2. Zostavenie rovnice iónovej reakcie medzi hydrátom oxidu olovnatého a kyselinou chlorovodíkovou:

1) Pb(OH)2 + 2HCl = PbCl2 + 2H20

2) Pb (OH)2 + 2H + 2Cl' = PbCl2 + 2H20

Z poslednej rovnice nemožno nič vylúčiť, pretože na reakcii sa podieľajú oba ióny - H a Cl'.

S určitou zručnosťou môžete okamžite skladať a obísť prvú a druhú fázu. K tomu si stačí jasne predstaviť: a) vznik toho, čo určuje priebeh danej reakcie; b) či sú ióny potrebné na jeho tvorbu hotové v roztoku alebo vznikajú pri reakcii z molekúl slabo disociujúcich alebo ťažko rozpustných látok. V tomto prípade je vhodnejšie začať rovnicu zostavovať od jej druhej polovice, t.j. najprv napísať vzorec výslednej látky, potom tie ióny alebo ióny a molekuly, ktoré sú potrebné na jej vznik, a nakoniec ióny vznikajúce pri reakcii. Potom musíte zvoliť koeficienty.

Na písanie iónových rovníc je potrebné vedieť, ktoré soli sú rozpustné vo vode a ktoré sú prakticky nerozpustné. Niektoré všeobecné údaje o rozpustnosti najdôležitejších solí najbežnejších kovov vo vode sú uvedené v tabuľke. 14.

Tabuľka 14

Čítate článok na tému Kompilácia iónových rovníc

Názov parametra	Význam
Predmet článku:	Iónové rovnice
Rubrika (tematická kategória)	Kovy a zváranie

Väčšina chemických reakcií prebieha v roztokoch. Roztoky elektrolytov obsahujú ióny, v súvislosti s tým sa reakcie v roztokoch elektrolytov v skutočnosti redukujú na reakcie medzi iónmi. Reakcie medzi iónmi sa nazývajú iónové reakcie a rovnice takýchto reakcií sa nazývajú iónové rovnice. Pri zostavovaní iónových rovníc by sme sa mali riadiť skutočnosťou, že vzorce nízkodisociujúcich, nerozpustných a plynných látok sú napísané v molekulárnej forme.

Biela látka sa vyzráža, potom sa vedľa jej vzorca umiestni šípka smerujúca nadol a ak sa počas reakcie uvoľní plynná látka, potom sa vedľa jej vzorca umiestni šípka smerujúca nahor.

Prepisujeme túto rovnicu, zobrazujúcu silné elektrolyty ako ióny a tie, ktoré opúšťajú reakčnú sféru, ako molekuly:

Takto sme zapísali úplnú rovnicu iónovej reakcie.

Ak z oboch častí rovnice vylúčime identické ióny, teda tie, ktoré sa nezúčastňujú reakcie v ľavej a pravej často rovnici), dostaneme redukovanú rovnicu iónovej reakcie:

Τᴀᴋᴎᴍ ᴏϬᴩᴀᴈᴏᴍ, skrátene iónové rovnice sú všeobecné rovnice, ktoré charakterizujú podstatu chemickej reakcie, ukazujú, ktoré ióny reagujú a ktorá látka v dôsledku toho vzniká.

Reakcie iónovej výmeny pokračujú až do konca, keď sa vytvorí buď zrazenina alebo látka s nízkou disociáciou, ako je voda. Pridaním nadbytku roztoku kyseliny dusičnej do roztoku hydroxidu sodného zafarbeného do karmínovej farby s fenolftaleínom sa roztok stane bezfarebným, čo bude slúžiť ako signál pre chemickú reakciu:

Ukazuje, že interakcia silnej kyseliny a zásady sa redukuje na interakciu iónov H + a iónov OH, v dôsledku čoho vzniká látka s nízkou disociáciou - voda.

Uvedená reakcia interakcie silnej kyseliny s alkáliou sa bežne nazýva neutralizačná reakcia. Toto je špeciálny prípad výmennej reakcie.

Takáto výmenná reakcia môže prebiehať nielen medzi kyselinami a zásadami, ale aj medzi kyselinami a nerozpustnými zásadami. Napríklad, ak získate modrú zrazeninu nerozpustného hydroxidu meďnatého (II) reakciou síranu meďnatého s alkáliou:

a potom rozdeľte výslednú zrazeninu na tri časti a pridajte roztok kyseliny sírovej k zrazenine v prvej skúmavke, roztok kyseliny chlorovodíkovej k zrazenine v druhej skúmavke a roztok kyseliny dusičnej k zrazenine v skúmavke. tretej skúmavky, potom sa zrazenina rozpustí vo všetkých troch skúmavkách. To bude znamenať, že vo všetkých prípadoch prebehla chemická reakcia, ktorej podstata sa odráža pomocou rovnakej iónovej rovnice.

Aby ste sa o tom presvedčili, zapíšte si molekulárne, úplné a skrátené iónové rovnice daných reakcií.

Zvážte iónové reakcie, ktoré prebiehajú s tvorbou plynu. Nalejte 2 ml roztoku uhličitanu sodného a uhličitanu draselného do dvoch skúmaviek. Potom do prvého nalejte roztok kyseliny chlorovodíkovej a do druhého kyselinu dusičnú. V oboch prípadoch zaznamenáme charakteristické „varenie“ v dôsledku uvoľneného oxidu uhličitého. Napíšeme reakčné rovnice pre prvý prípad:

Reakcie vyskytujúce sa v roztokoch elektrolytov sú opísané pomocou iónových rovníc. Tieto reakcie sa nazývajú iónomeničové reakcie, pretože elektrolyty vymieňajú svoje ióny v roztokoch. Τᴀᴋᴎᴍ ᴏϬᴩᴀᴈᴏᴍ, možno vyvodiť dva závery. 1. Reakcie vo vodných roztokoch elektrolytov sú reakcie medzi iónmi, a preto sú znázornené ako iónové rovnice. Οʜᴎ sú jednoduchšie ako molekulárne a sú všeobecnejšie.

2. Reakcie iónovej výmeny v roztokoch elektrolytov prebiehajú takmer nevratne iba vtedy, ak sa v dôsledku toho vytvorí zrazenina, plyn alebo látka s nízkou disociáciou.

7. Komplexné zlúčeniny

Iónové rovnice - pojem a typy. Klasifikácia a vlastnosti kategórie "Iónové rovnice" 2017, 2018.

Pomerne často musia školáci a študenti skladať tzv. rovnice iónovej reakcie. Tejto téme je venovaný najmä problém 31 navrhnutý na Jednotnej štátnej skúške z chémie. V tomto článku budeme podrobne diskutovať o algoritme na písanie krátkych a úplných iónových rovníc, analyzujeme veľa príkladov rôznych úrovní zložitosti.

Prečo sú potrebné iónové rovnice

Pripomínam, že pri rozpustení mnohých látok vo vode (a nielen vo vode!) nastáva proces disociácie – látky sa rozpadajú na ióny. Napríklad molekuly HCl vo vodnom prostredí disociujú na vodíkové katióny (H+, presnejšie H3O+) a anióny chlóru (Cl -). Bromid sodný (NaBr) je vo vodnom roztoku nie vo forme molekúl, ale vo forme hydratovaných iónov Na + a Br - (mimochodom, ióny sú prítomné aj v pevnom bromide sodnom).

Pri písaní „obyčajných“ (molekulových) rovníc neberieme do úvahy, že do reakcie nevstupujú molekuly, ale ióny. Tu je napríklad rovnica pre reakciu medzi kyselinou chlorovodíkovou a hydroxidom sodným:

HCl + NaOH = NaCl + H20. (1)

Samozrejme, tento diagram nepopisuje proces celkom správne. Ako sme už povedali, vo vodnom roztoku prakticky nie sú žiadne molekuly HCl, ale existujú ióny H + a Cl -. To isté platí pre NaOH. Bolo by lepšie napísať nasledovné:

H+ + Cl - + Na + + OH - = Na + + Cl - + H20. (2)

Tak to je úplná iónová rovnica. Namiesto „virtuálnych“ molekúl vidíme častice, ktoré sú skutočne prítomné v roztoku (katióny a anióny). Nebudeme sa zaoberať otázkou, prečo sme H 2 O napísali v molekulárnej forme. Toto bude vysvetlené trochu neskôr. Ako vidíte, nie je nič zložité: molekuly sme nahradili iónmi, ktoré vznikajú pri ich disociácii.

Avšak ani úplná iónová rovnica nie je dokonalá. Skutočne, pozrite sa bližšie: v ľavej aj pravej časti rovnice (2) sú identické častice - katióny Na + a anióny Cl -. Tieto ióny sa počas reakcie nemenia. Prečo sú potom vôbec potrebné? Odstránime ich a získajme krátka iónová rovnica:

H+ + OH- = H20. (3)

Ako vidíte, všetko závisí od interakcie iónov H + a OH - s tvorbou vody (neutralizačná reakcia).

Všetky úplné a krátke iónové rovnice sú zapísané. Ak by sme na skúške z chémie riešili úlohu 31, dostali by sme za ňu maximálnu známku – 2 body.

Takže ešte raz k terminológii:

• HCl + NaOH = NaCl + H 2 O - molekulová rovnica ("obvyklá" rovnica, schematicky odrážajúca podstatu reakcie);
• H + + Cl - + Na + + OH - = Na + + Cl - + H 2 O - úplná iónová rovnica (sú viditeľné skutočné častice v roztoku);
• H + + OH - = H 2 O - krátka iónová rovnica (odstránili sme všetky "odpadky" - častice, ktoré sa procesu nezúčastňujú).

Algoritmus na písanie iónových rovníc

1. Zostavíme molekulovú rovnicu reakcie.
2. Všetky častice, ktoré disociujú v roztoku do značnej miery, sú písané ako ióny; látky, ktoré nie sú náchylné na disociáciu, necháme „vo forme molekúl“.
3. Z dvoch častí rovnice odstránime tzv. pozorovateľské ióny, teda častice, ktoré sa procesu nezúčastňujú.
4. Skontrolujeme koeficienty a dostaneme konečnú odpoveď - krátku iónovú rovnicu.

Príklad 1. Napíšte úplnú a krátku iónovú rovnicu opisujúcu interakciu vodných roztokov chloridu bárnatého a síranu sodného.

Riešenie. Budeme konať v súlade s navrhnutým algoritmom. Najprv zostavme molekulovú rovnicu. Chlorid bárnatý a síran sodný sú dve soli. Pozrime sa na časť referenčnej knihy "Vlastnosti anorganických zlúčenín". Vidíme, že soli môžu navzájom interagovať, ak sa počas reakcie vytvorí zrazenina. Skontrolujme to:

Cvičenie 2. Doplňte rovnice pre nasledujúce reakcie:

1. KOH + H2S04 \u003d
2. H3P04 + Na20 \u003d
3. Ba(OH)2 + C02=
4. NaOH + CuBr2=
5. K2S + Hg (NO 3) 2 \u003d
6. Zn + FeCl2=

Cvičenie 3. Napíšte molekulové rovnice pre reakcie (vo vodnom roztoku) medzi: a) uhličitanom sodným a kyselinou dusičnou, b) chloridom nikelnatým a hydroxidom sodným, c) kyselinou fosforečnou a hydroxidom vápenatým, d) dusičnanom strieborným a chloridom draselným, e. ) oxid fosforečný (V) a hydroxid draselný.

Úprimne dúfam, že ste bez problémov splnili tieto tri úlohy. Ak tomu tak nie je, je potrebné vrátiť sa k téme "Chemické vlastnosti hlavných tried anorganických zlúčenín".

Ako zmeniť molekulárnu rovnicu na úplnú iónovú rovnicu

Začína to najzaujímavejšie. Musíme pochopiť, ktoré látky by sa mali písať ako ióny a ktoré by sa mali ponechať v „molekulárnej forme“. Musíte si zapamätať nasledovné.

Vo forme iónov napíšte:

• rozpustné soli (zdôrazňujem, že iba soli sú vysoko rozpustné vo vode);
• alkálie (pripomínam, že vo vode rozpustné zásady sa nazývajú alkálie, ale nie NH 4 OH);
• silné kyseliny (H 2 SO 4, HNO 3, HCl, HBr, HI, HClO 4, HClO 3, H 2 SeO 4, ...).

Ako vidíte, tento zoznam je ľahko zapamätateľný: obsahuje silné kyseliny a zásady a všetky rozpustné soli. Mimochodom, obzvlášť ostražitým mladým chemikom, ktorí môžu byť pobúrení skutočnosťou, že v tomto zozname nie sú zahrnuté silné elektrolyty (nerozpustné soli), môžem povedať nasledovné: NEZAHRNUTIE nerozpustných solí do tohto zoznamu vôbec neodmieta skutočnosť, že sú to silné elektrolyty.

Všetky ostatné látky musia byť prítomné v iónových rovniciach vo forme molekúl. Náročným čitateľom, ktorí sa neuspokoja s vágnym pojmom „všetky ostatné látky“, a ktorí po vzore hrdinu slávneho filmu požadujú „oznámiť celý zoznam“, dávam nasledujúcu informáciu.

Vo forme molekúl napíšte:

• všetky nerozpustné soli;
• všetky slabé zásady (vrátane nerozpustných hydroxidov, NH 4 OH a podobných látok);
• všetky slabé kyseliny (H 2 CO 3, HNO 2, H 2 S, H 2 SiO 3, HCN, HClO, takmer všetky organické kyseliny ...);
• vo všeobecnosti všetky slabé elektrolyty (vrátane vody!!!);
• oxidy (všetky druhy);
• všetky plynné zlúčeniny (najmä H2, CO2, SO2, H2S, CO);
• jednoduché látky (kovy a nekovy);
• takmer všetky organické zlúčeniny (s výnimkou vo vode rozpustných solí organických kyselín).

Fíha, myslím, že som na nič nezabudol! Aj keď je podľa mňa jednoduchšie zapamätať si zoznam č. 1. Z tých zásadne dôležitých v zozname č. 2 si ešte raz všimnem vodu.

Poďme trénovať!

Príklad 2. Vytvorte úplnú iónovú rovnicu opisujúcu interakciu hydroxidu meďnatého (II) a kyseliny chlorovodíkovej.

Riešenie. Začnime, samozrejme, molekulárnou rovnicou. Hydroxid meďný (II) je nerozpustná zásada. Všetky nerozpustné zásady reagujú so silnými kyselinami za vzniku soli a vody:

Cu(OH)2 + 2HCl = CuCl2 + 2H20.

A teraz zistíme, ktoré látky písať vo forme iónov a ktoré - vo forme molekúl. Vyššie uvedené zoznamy nám pomôžu. Hydroxid meďnatý (II) je nerozpustná zásada (pozri tabuľku rozpustnosti), slabý elektrolyt. Nerozpustné zásady sú napísané v molekulárnej forme. HCl je silná kyselina, v roztoku takmer úplne disociuje na ióny. CuCl2 je rozpustná soľ. Píšeme v iónovej forme. Voda – len vo forme molekúl! Dostaneme úplnú iónovú rovnicu:

Cu (OH)2 + 2H+ + 2Cl - \u003d Cu2+ + 2Cl - + 2H20.

Príklad 3. Napíšte úplnú iónovú rovnicu pre reakciu oxidu uhličitého s vodným roztokom NaOH.

Riešenie. Oxid uhličitý je typický kyslý oxid, NaOH je zásada. Pri interakcii kyslých oxidov s vodnými roztokmi zásad sa tvorí soľ a voda. Zostavíme rovnicu molekulárnej reakcie (mimochodom, nezabudnite na koeficienty):

CO2 + 2NaOH \u003d Na2C03 + H20.

CO 2 - oxid, plynná zlúčenina; zachovať molekulárny tvar. NaOH - silná zásada (alkálie); napísané vo forme iónov. Na2C03 - rozpustná soľ; písať vo forme iónov. Voda je slabý elektrolyt, prakticky sa nedisociuje; nechať v molekulárnej forme. Získame nasledovné:

CO2 + 2Na + + 2OH - \u003d Na2+ + CO32- + H20.

Príklad 4. Sulfid sodný vo vodnom roztoku reaguje s chloridom zinočnatým za vzniku zrazeniny. Napíšte úplnú iónovú rovnicu pre túto reakciu.

Riešenie. Sulfid sodný a chlorid zinočnatý sú soli. Keď tieto soli interagujú, sulfid zinočnatý sa vyzráža:

Na2S + ZnCl2 \u003d ZnS ↓ + 2NaCl.

Okamžite zapíšem celú iónovú rovnicu a analyzujete ju sami:

2Na + + S2- + Zn2+ + 2Cl - = ZnS↓ + 2Na + + 2Cl -.

Ponúkam vám niekoľko úloh na samostatnú prácu a malý test.

Cvičenie 4. Napíšte molekulárne a úplné iónové rovnice pre nasledujúce reakcie:

1. NaOH + HN03 =
2. H2S04 + MgO =
3. Ca(N03)2 + Na3P04=
4. CoBr2 + Ca(OH)2=

Cvičenie 5. Napíšte úplné iónové rovnice opisujúce interakciu: a) oxidu dusnatého (V) s vodným roztokom hydroxidu bárnatého, b) roztoku hydroxidu cézneho s kyselinou jodovodíkovou, c) vodných roztokov síranu meďnatého a sulfidu draselného, ​​d) hydroxidu vápenatého. a vodný roztok dusičnanu železa (III).

Lekcia 7.

Riešenia

Roztok je homogénny (homogénny) systém premenlivého zloženia, pozostávajúci z dvoch alebo viacerých zložiek. Roztoky sú kvapalné, pevné a plynné. Kvapalné roztoky sa skladajú z solventný A rozpustná látka. Najčastejšie voda pôsobí ako rozpúšťadlo. Pri rozpúšťaní nastáva fyzikálny proces (deštrukcia štruktúry látky) a chemický proces (interakcia častíc látky s rozpúšťadlom).

Všetky látky súvisiace s rozpúšťaním sú rozdelené do troch skupín:

1. rozpustný - nad 1 g na 100 g rozpúšťadla

2. málo rozpustný - od 0,001 g do 1 g na 100 g rozpúšťadla

3. nerozpustné – menej ako 0,001 g na 100 g rozpúšťadla

Ak chcete posúdiť rozpustnosť látky, koeficient rozpustnosti, ukazujúce, koľko látky možno rozpustiť v 100 g rozpúšťadla pri danej teplote.

riešenia, v závislosti od množstvo rozpustenej látky, sú:

1. nenasýtený roztok - je v ňom rozpustených menej látok, ako môže byť za daných podmienok.

2. nasýtený roztok - je v ňom za daných podmienok rozpustené maximálne možné množstvo látky.

3. presýtený roztok - je v ňom rozpustených viac látok, ako môže byť za daných podmienok.

Metódy vyjadrenia zloženia roztokov

1. Hmotnostný zlomok (percentuálna koncentrácia roztoku) - pomer hmotnosti rozpustenej látky k hmotnosti celého roztoku:

m (látky)

ω = ̶̶ ̶̶ ̶̶ ̶̶ ̶̶ ̶̶ ̶̶ ̶̶ ̶̶ ̶̶ ̶̶ ̶̶ ̶̶ ̶̶ ̶ ̶ ̶ ̶̶ ̶ ̶ ̶̶ ̶ ̶ ̶ ̶ ̶ ̶ ̶̶ ̶ ̶ ̶̶̶ ̶̶ ̶̶ ̶̶ ̶̶ ̶̶ ̶̶ ̶̶ ̶̶ ̶̶ ̶̶ ̶̶ ̶ ̶̶ ̶̶̶ ̶̶ ̶̶̶ ̶̶ ̶̶ 0%

m (roztok)

2. Molárna koncentrácia – ukazuje množstvo rozpustenej látky v 1 l Riešenie.

n (látky) m (látky)

( - ̶̶ ̶̶ ̶̶ ̶̶ ̶̶ ̶̶ ̶̶ ̶̶ ̶̶ ̶̶ ̶̶ ̶̶ ̶̶ ̶̶ ̶̶ ̶̶

V(roztok) M(látka) V(roztok)

Napríklad, ak 1 liter roztoku obsahuje 1 mol látky, potom sa takýto roztok nazýva jednomolárny a označuje sa 1M.

Teória elektrolytickej disociácie

Elektrolyty sú látky, ktorých roztoky a taveniny vedú elektrický prúd. Častice, ktoré vedú prúd v roztoku, sú ióny. Vznikajú z pevných látok, keď sa rozpúšťajú.

Ióny sú nabité častice: Cl -, Cu 2+, NO 3 -

katióny- ióny s nábojom +

Anióny- ióny s nábojom –

Vlastnosti iónov sú veľmi odlišné od vlastností atómov, z ktorých vznikli!!!

Proces rozkladu elektrolytov na ióny v procese rozpúšťania alebo topenia sa nazýva ELEKTROLYTICKÁ DISOCIÁCIA.

TO elektrolytov týkať sa:

1) látky majúce iónová kryštálová mriežka(soli, hydroxidy) - obsahujú ióny už v pevnom stave;

2) látky s kovalentná vysoko polárna väzba(kyseliny), v procese rozpúšťania tvoriace ióny.

Neelektrolyty je väčšina organických látok (okrem kyselín a solí, ako aj fenolov): alkoholy, estery, aldehydy, uhľovodíky, sacharidy.

Ako prebieha proces rozpúšťania elektrolytu?

Zvážte tento proces na príklade rozpustenia chloridu sodného a kyseliny chlorovodíkovej. Molekuly vody sú dipólové, t.j. jeden koniec molekuly je nabitý záporne, druhý kladne.

Molekula vody so záporným pólom sa približuje k iónu sodíka, kladnému - k iónu chlóru; obklopiť ióny zo všetkých strán a vytiahnuť z kryštálu, a to len z jeho povrchu. Voľné ióny vo vodnom roztoku sú obklopené polárnymi molekulami vody: okolo iónov sa vytvorí hydratačný obal, t.j. proces hydratácie.

Keď sa molekula s kovalentnou polárnou väzbou rozpustí, molekuly vody obklopujúce polárnu molekulu najskôr natiahnu väzbu v nej, čím zvýšia jej polaritu, potom ju rozbijú na ióny, ktoré sa hydratujú a rovnomerne rozložia v roztoku.

Pri tavení, keď sa kryštál zahrieva, začnú ióny intenzívne vibrovať v uzloch kryštálovej mriežky, v dôsledku čoho sa zrúti, vytvorí sa tavenina, ktorá sa skladá z iónov.

Charakteristickým znakom hĺbky procesu disociácie je stupeň disociácie .

Stupeň disociácie je pomer počtu disociovaných molekúl k celkovému počtu rozpustených molekúl elektrolytu:

N (prodisse)

α = ̶̶ ̶̶ ̶̶ ̶̶ ̶̶ ̶̶ ̶̶ ̶̶ ̶̶ ̶̶ ̶̶ ̶̶ ̶̶ ̶̶ ̶̶ ̶̶ ̶̶ ̶̶ ̶̶

N (gen)

Ak je stupeň disociácie 0, látka nie je elektrolyt.

Stupeň disociácie látok je hodnota, ktorá závisí od rôznych faktorov:

· ako vyššia teplota, stupeň disociácie vyššie;

· ako viac koncentrácie látok, stupeň disociácie menej.

Podľa stupňa disociácie sa elektrolyty delia na silný a slabý:

Proces disociácie možno napísať takto:

1. Ak je elektrolyt silný, On úplne disociuje v JEDEN KROK všetky molekuly sa premenia na ióny:

Cu(NO 3) 2 à Cu 2+ + 2NO 3 - (α=1)

KAl(SO 4) 2 à K + + Al 3+ + 2SO 4 2- (α=1)

2. Ak je elektrolyt slabý, On disociuje v etapách, nie úplne, stupeň disociácie v každej ďalšej fáze je oveľa menší ako v predchádzajúcej:

H2S⇄H+ + HS- (a<1) HS - ⇄ H + + S 2- (α<<1)

Mg(OH)2⇄Mg(OH) + OH - (a<1) Mg(OH) + ⇄ Mg 2+ + OH - (α<<1)

3. Ak sú v zložení látky väzby rôznych typov, potom najprv disociovať iónový väzby, potom najpolárnejšie:

NaHC03 à Na + + HCO 3 - (α=1) HCO 3 - ⇄ H + + CO 3 2- (α< 1)

Cu(OH)Cl à CuOH + + Cl - (α=1) CuOH + ⇄ Cu 2+ + OH - (α< 1)

Reakcie výmeny iónov

Reakcie iónovej výmeny sú reakcie medzi komplexnými látkami v roztokoch, v dôsledku ktorých si reagujúce látky vymieňajú svoje zložky. Keďže pri týchto reakciách dochádza k výmene iónov, nazývajú sa iónové.

Bertholletovo pravidlo

Výmenné reakcie v roztokoch elektrolytov sú možné Iba potom keď v dôsledku reakcie vznikne buď pevná, slabo rozpustná látka, alebo plynná, alebo málo disociujúca, čiže slabý elektrolyt.

Príklady: ZnO + H2S04 = ZnSO4+ H20,

AgN03 + KBr = AgBr↓+ KNO 3,

CrCl3 + 3NaOH = Cr(OH)3↓+ 3NaCl

K2CO3 + 2HCl \u003d 2KCl + H20 + CO 2

Zostavenie rovníc pre reakcie výmeny iónov:

1. Zapíšeme si molekulovú rovnicu reakcie, pričom nezabudneme umiestniť koeficienty:	3NaOH + FeCl3 \u003d Fe (OH)3 + 3NaCl
2. Pomocou tabuľky rozpustnosti určíme rozpustnosť každej látky. Dôraz kladieme na látky, ktoré nebudeme zastupovať vo forme iónov.	p p nr 3NaOH + FeCl3 = Fe(OH)3+ 3NaCl
3. Zostavte úplnú iónovú rovnicu. Silné elektrolyty sa píšu ako ióny, zatiaľ čo slabé elektrolyty, zle rozpustné látky a plynné látky sa píšu ako molekuly.	3Na+ + 3OH - + Fe3+ + 3Cl - = = Fe(OH)3+ 3Na + + 3Cl -
4. Nájdeme rovnaké ióny (nezúčastnili sa reakcie v ľavej a pravej časti reakčnej rovnice) a redukujeme ich doľava a doprava.	3Na + + 3OH - + Fe3+ + 3Cl - = = Fe(OH)3 + 3Na + + 3Cl -
5. Zostavíme konečnú redukovanú iónovú rovnicu (vypíšeme vzorce iónov alebo látok, ktoré sa zúčastnili reakcie).	Fe 3+ + 3OH - \u003d Fe (OH) 3

Nie sú prítomné vo forme iónov. :

1. Neelektrolyty (oxidy, jednoduché látky);

2. zrážky; plyny; voda; slabé elektrolyty (kyseliny a zásady);

3. Anióny kyslých zvyškov kyslých solí slabých kyselín (HCO 3 -, H 2 RO 4 - atď.) a katiónov zásaditých solí slabých zásad Al (OH) 2+.

Príklady zostavovania iónových rovníc.

Príklad 1 Sulfid zinočnatý + kyselina chlorovodíková a

Urobme si reakčnú rovnicu a skontrolujme rozpustnosť všetkých látok. Uvidíme, že sulfid zinočnatý je nerozpustný.

ZnS + 2HCl à ZnCl2+ H 2 S - molekulárna forma

Prečo sa táto reakcia dokončí? Uvoľňuje sa v ňom plynný sírovodík, ktorý tiež nerozbijeme na ióny.

ZnS+2H++2Cl - àZn2+ +2Cl - + H 2 S-úplná iónovo-molekulárna rovnica

Zredukujeme tie ióny, ktoré sa počas reakcie nezmenili – sú to iba chloridové ióny.

ZnS+2H+ až Zn2++ H 2 S- redukovaná iónová rovnica

Príklad 2 Hydrogenuhličitan draselný + hydroxid draselný a

K HCO3 + KOH à K2C03+ H2O

Pripomeňme, že kyslé anióny slabých kyselín sú slabé elektrolyty a nerozkladajú sa na ióny:

K++ NSO 3 -+ K + +OH - à 2K + + CO32- + H2O

A teraz znížime: NSO 3 -+ OH - à CO 3 2- + H2O

Inštrukcia

Predtým, ako budete pokračovať s iónovými rovnicami, musíte sa naučiť niektoré pravidlá. Vo vode nerozpustné, plynné a málo disociujúce látky (napríklad voda) sa nerozkladajú na ióny, to znamená, že ich zapíšete v molekulárnej forme. Patria sem aj slabé elektrolyty ako H2S, H2CO3, H2SO3, NH4OH. Rozpustnosť zlúčenín možno nájsť v tabuľke rozpustnosti, ktorá je schváleným referenčným materiálom pre všetky typy kontrol. Sú tam tiež uvedené všetky náboje, ktoré sú vlastné katiónom a aniónom. Na úplné dokončenie úlohy je potrebné napísať molekulárne, úplné a iónovo redukované rovnice.

Príklad č. 1. Neutralizačná reakcia medzi kyselinou sírovou a hydroxidom draselným, zvážte ju z hľadiska TED (teória elektrolytickej disociácie). Najprv zapíšte reakčnú rovnicu v molekulárnej forme a .H2SO4 + 2KOH = K2SO4 + 2H2O Analyzujte výsledné látky na ich rozpustnosť a disociáciu. Všetky zlúčeniny sú rozpustné vo vode, a teda na ióny. Jedinou výnimkou je voda, ktorá sa nerozkladá na ióny, preto zostane v molekulárnej forme Napíšte iónovú úplnú rovnicu, nájdite rovnaké ióny na ľavej a pravej strane a. Na zníženie identických iónov ich prečiarknite.H2O

Príklad č. 2. Napíšte výmennú reakciu medzi chloridom meďnatým a hydroxidom sodným, uvážte ju z hľadiska TED. Napíšte rovnicu reakcie v molekulárnej forme a usporiadajte koeficienty. V dôsledku toho sa vzniknutý hydroxid meďnatý vyzrážal modro. CuCl2 + 2NaOH \u003d Cu (OH) 2 ↓ + 2NaCl Analyzujte všetky látky na ich rozpustnosť vo vode - všetko je rozpustné, okrem hydroxidu medi, ktorý sa nedisociuje na ióny. Napíšte iónovú úplnú rovnicu, podčiarknite a zredukujte rovnaké ióny: Cu2+ +2Cl- + 2Na+ +2OH- = Cu(OH) 2↓+2Na+ +2Cl- Iónová redukovaná rovnica zostáva: Cu2+ +2OH- = Cu(OH) 2↓

Príklad č. 3. Napíšte výmennú reakciu medzi uhličitanom sodným a kyselinou chlorovodíkovou, uvážte ju z hľadiska TED. Napíšte rovnicu reakcie v molekulárnej forme a usporiadajte koeficienty. V dôsledku reakcie vzniká chlorid sodný a uvoľňuje sa plynná látka CO2 (oxid uhličitý alebo oxid uhoľnatý (IV)). Vzniká rozkladom slabej kyseliny uhličitej, ktorá sa rozkladá na oxid a vodu. Na2CO3 + 2HCl = 2NaCl + CO2+H2O Analyzujte všetky látky na ich rozpustnosť vo vode a disociáciu. Oxid uhličitý opúšťa systém ako plynná zlúčenina, voda je látka s nízkou disociáciou. Všetky ostatné látky sa rozkladajú na ióny. Napíšte iónovú úplnú rovnicu, podčiarknite a zredukujte rovnaké ióny: 2Na + + CO3 2- + 2H + + 2Cl- \u003d 2Na + + 2Cl- + CO2 + H2O Iónová redukovaná rovnica zostáva: CO3 2- + 2H + = CO2 + H2O