Студопедия
Случайная страница | ТОМ-1 | ТОМ-2 | ТОМ-3
АвтомобилиАстрономияБиологияГеографияДом и садДругие языкиДругоеИнформатика
ИсторияКультураЛитератураЛогикаМатематикаМедицинаМеталлургияМеханика
ОбразованиеОхрана трудаПедагогикаПолитикаПравоПсихологияРелигияРиторика
СоциологияСпортСтроительствоТехнологияТуризмФизикаФилософияФинансы
ХимияЧерчениеЭкологияЭкономикаЭлектроника

Ионно-молекулярные равновесия

Читайте также:
  1. Анализ финансового равновесия между активами и пассивами. Оценка финансовой устойчивости предприятия по функциональному признаку
  2. Апостол равновесия
  3. Землетрясения — вид огненного неравновесия
  4. Камень душевного равновесия
  5. КОНЦЕПЦИЯ ОБЩЕГО ЭКОНОМИЧЕСКОГО РАВНОВЕСИЯ В. ПАРЕТО. «ОПТИМУМ ПАРЕТО».
  6. Корректоры водно-электролитного обмена и кислотно-щелочного равновесия.
Помощь в написании учебных работ
1500+ квалифицированных специалистов готовы вам помочь

Реакции в растворах электролитов протекают между ионами растворённых веществ. Рассмотрим реакции двойного обмена. Любой электролит в результате электролитической диссоциации образует анионы и катионы, поэтому вне зависимости от того, имеются или не имеются ионы в веществе, условно электролиты можно представить состоящими из анионов и катионов. В реакциях двойного обмена происходит обмен ионами между взаимодействующими веществами (рис. 3.7)

 

Рис. 3.7 – Реакции двойного обмена

Решить вопрос о возможности протекания практически необратимых реакций двойного обмена и понять их сущность позволяют ионно-молекулярные реакции.

Правила составления уравнений ионно-молекулярных реакций

1. Составляется молекулярное уравнение реакции. Формулы веществ записываются в соответствии с правилом валентности. Рассчитываются (если необходимо) коэффициенты в соответствии с законом сохранения массы веществ.

2. Составляется полное ионно-молекулярное уравнение. В молекулярной форме следует записывать малорастворимые и газообразные вещества, а также слабые электролиты (табл. 3.5, 3.6).

Таблица 3.6

Растворимость солей кислот и оснований в воде

Катион H+ K+, Na+ NH4+ Mg2+ Ca2+ Cu2+ Zn2+ Mn2+ Fe2+ Fe3+ AI3+   Ва2+
Анион
OH-   Р Р Н М Н Н Н Н Н Н Р
CI- Р Р Р Р Р Р Р Р Р Р Р Р
NO3- Р Р Р Р Р Р Р Р Р Р Р Р
S2- Р Р Р Н Н Н Н Н
SO32- Р Р Р М М М Н М Н
SO42- Р Р Р Р М Р Р Р Р Р Р Н
CO32- Р Р Р М Н Н Н Н Н
HCO3 Р Р Р Р Р Р Р Р Р
SiO32- Н Р Р Н Н Н Н Н Н Н Н
РО43 Р Р Н Н Н Н Н Н Н Н Н

 

Примечание. Р ─ растворимое вещество, М ─ малорастворимое, Н─ нерастворимое, «─» ─ разлагается водой

Все эти вещества или не образуют в растворах ионов, или образуют их очень мало. В видеионов записывают сильные кислоты и основания, а также растворимые соли. Эти электролиты существуют в растворе в виде ионов, но не молекул (рис. 3.6).

3. Составляется сокращённое ионно-молекулярное уравнение.Ионы, которые в ходе реакции не изменяются, сокращаются. Полученное уравнение показывает суть реакции.

 
 

 

 


 

В качестве примера решим вопрос о том, в каком случае произойдет химическое взаимодействие: если к раствору хлорида кальция добавить раствор нитрата натрия или сульфата натрия? Ответ подтвердите, написав ионно-молекулярные реакции.

Запишем молекулярные уравнения предполагаемых реакций, указав растворимость всех участников реакции ( Р – растворимое,Н – нерастворимое ). Все растворимые соли являются сильными электролитами.

CaCl2 + 2NaNO3 → Ca(NO3)2 + 2NaCl; CaCl2 + Na2SO4 → CaSO4↓ + 2NaCl.

Р Р Р Р Р Р Н Р

В соответствии с правилами написания ионно-молекулярных уравнений сильные, растворимые электролиты запишем в виде ионов, аслабые или нерастворимые – в видемолекул.

Ca2+ + 2Cl + 2Na+ + 2NO3 → Ca2+ + 2NO3 + 2Na+ + 2Cl‾;

Ca2+ + 2Cl + 2Na+ + SO4 2‾ → CaSO4 ↓ + 2Na+ + 2Cl.

В первом случае все ионы сокращаются, а во втором – сокращенное ионно-молекулярное уравнение имеет вид: Ca2+ + SO42‾ → CaSO4 ↓, т.е. в данном случае имеет место химическое взаимодействие с образованием малорастворимого вещества. Данная реакция является практически необратимой, т.к. в обратном направлении, т.е. в сторону растворения осадка, она протекает в очень незначительной степени (рис. 3.8).

 

 

Рис. 3.8 – Практически необратимая реакция двойного обмена с образованием осадка

 

Рассмотрим реакции, приводящие к образованию слабого электролита и газа (рис. 3.9).

NH4Cl + KOH → NH4OH + KCl,

NH4+ + Cl¯ + K+ + OH¯ → NH4OH + K+ + Cl¯,

NH4+ + OH¯ → NH4OH.

 

Na2CO3 + 2 HCl → 2 NaCl + H2CO3 (H2O + CO2↑),

2 Na+ + CO32¯ + 2 H+ + 2 Cl → 2 Na+ + 2 Cl¯ + H2O + CO2↑,

2 H+ + CO32¯ → H2O + CO2↑.

 

 

Рис. 3.9 – Практически необратимые реакции двойного обмена

с образованием слабого электролита и газа

 

Если малорастворимые или малодиссоциирующие вещества есть и среди исходных веществ и среди продуктов реакции, то ионно-молекулярное равновесие смещается в сторону менее диссоциирующего или менее растворимого электролита.

СН3СООН + NaOH ↔ CH3COONa + H2O,

СН3СООН + Na + + OH¯ ↔ СН3СОО¯ +Na+ + H2O,

СН3СООН + OH¯ ↔ СН3СОО¯ + H2O.

слабая кислота слабый электролит

Константа диссоциации уксусной кислоты равна около 10–5 , а воды около 10–16 ,т.е. вода является более слабым электролитом и равновесие смещено в сторону образования продуктов реакции.


Дата добавления: 2015-07-11; просмотров: 236 | Нарушение авторских прав


 

 

Читайте в этой же книге: ОБЩИЕ СВОЙСТВА РАСТВОРОВ | Замерзание и кипение растворов | Осмотическое давление | Жёсткость природных вод | Равновесия в растворах солей. Гидролиз | Влияние различных факторов на полноту течения гидролиза | ПОВЕРХНОСТНЫЕ ЯВЛЕНИЯ | Классификация дисперсных систем | Свойства дисперсных систем | Факторы устойчивости гетерогенных дисперсных систем |
<== предыдущая страница | следующая страница ==>
РАСТВОРЫ ЭЛЕКТРОЛИТОВ| Реакция среды характеризуется через водородный показатель

mybiblioteka.su - 2015-2022 год. (0.015 сек.)