А8. Реакции ионного обмена и условия их осуществления.
1) Реакция ионного обмена — реакции между двумя сложными веществами-электролитами в растворах, в результате которых они обмениваются своими ионами.
2) Реакцию обмена в растворе принято изображать тремя уравнениями: молекулярным, полным ионным и сокращённым ионным. В ионном уравнении слабые электролиты, газы и малорастворимые вещества изображают молекулярными формулами.
Na2CO3 + H2SO4 → Na2SO4 + CO2↑ +H2O
2Na+ + CO32- + 2H+ + SO42- → 2Na+ + SO42- + CO2↑ + H2O
CO32- + 2H+ → CO2↑ + H2O
3) Правила написания уравнений реакций в ионном виде:
o Записывают формулы веществ, вступивших в реакцию, ставят знак «равно» и записывают формулы образовавшихся веществ. Расставляют коэффициенты.
o Пользуясь таблицей растворимости, записывают в ионном виде формулы веществ, обозначенных в таблице растворимости буквой «Р» (хорошо растворимые в воде), исключение – гидроксид кальция, который, хотя и обозначен буквой «М», все же в водном растворе хорошо диссоциирует на ионы.
o Нужно помнить, что на ионы не разлагаются металлы, оксиды металлов и неметаллов, вода, газообразные вещества, нерастворимые в воде соединения, обозначенные в таблице растворимости буквой «Н». Формулы этих веществ записывают в молекулярном виде. Получают полное ионное уравнение.
o Сокращают одинаковые ионы до знака «равно» и после него в уравнении. Получают сокращенное ионное уравнение.
4) Правило Бертолле: реакции ионного обмена протекают до конца, если в результате реакции образуется вода, газ или осадок.
1. Если в результате реакции выделяется малодиссоциирующее вещество – вода.
а) Реакция щелочи с кислотой:
KOH + HCl = KCl + H2O
K+ + OH– + H+ + Cl– = K+ + Cl– + H2O
H+ + OH– = H2O
б) Реакция основного оксида с кислотой:
CaO + 2HNO3 = Ca(NO3)2 + H2O
CaO + 2H+ + 2NO3- = Ca2+ + 2NO3- + H2O
CaO + 2H+ = Ca2+ + H2O.
в) Реакция нерастворимого основания с кислотой:
3Mg(OH)2 + 2H3PO4 = Mg3(PO4)2 + 6H2O
3Mg(OH)2 + 6H+ + 2PO43- = Mg3(PO4)2 + 6H2O
В данном случае полное ионное уравнение совпадает с сокращенным ионным уравнением.
г) Реакция амфотерного оксида с кислотой:
Al2O3 + 6HCl = 2AlCl3 + 3H2O
Al2O3 + 6H+ + 6Cl– = 2Al3+ + 6Cl– + 3H2O
Al2O3 + 6H+ = 2Al3+ + 3H2O
2. Если в результате реакции выделяется нерастворимое в воде вещество.
а) Реакция растворимой соли со щелочью:
CuCl2 + 2KOH = 2KCl + Cu(OH)2
Cu2+ + 2Cl– + 2K+ + 2OH– = 2K+ + 2Cl– + Cu(OH)2
Cu2+ + 2OH– = Cu(OH)2
б) Реакция двух растворимых солей, если в результате образуется хотя бы одна нерастворимая соль:
Al2(SO4)3 + 3BaCl2 = 3BaSO4 + 2AlCl3
2Al3+ + 3SO42- + 3Ba2+ + 6Cl- = 3BaSO4 + 2Al3+ + 6Cl-
Ba2+ + SO42- = BaSO4
в) Реакция нерастворимого основания с кислотой:
Fe(OH)3 + H3PO4 = FePO4 + 3H2O
Fe(OH)3 + 3H++ PO43- = FePO4 + 3H2O
В данном случае полное ионное уравнение реакции совпадает с сокращенным. Эта реакция протекает до конца, о чем свидетельствуют сразу два факта: образование вещества, нерастворимого в воде, и выделение воды.
3. Если в результате реакции выделяется газообразное вещество.
а) Реакция растворимой соли (сульфида) с кислотой:
K2S + 2HCl = 2KCl + H2S .
2K+ + S2– + 2H+ + 2Cl– = 2K+ + 2Cl– + H2S .
2H+ + S2–= H2S .
Или реакция растворимой соли (карбоната) с кислотой:
Na2CO3 + 2HNO3 = 2NaNO3 + H2O + CO2
2Na+ +CO32- + 2H+ +NO3- = 2Na++ 2NO3- + H2O + CO2
2H++ CO32- = H2O + CO2
О протекании данной реакции до конца свидетельствуют два признака: выделение воды и газа – оксида углерода(IV).
в) Реакция нерастворимой соли (карбоната) с кислотой:
3СaCO3 + 2H3РO4 = Са3(PO4)2 + 3H2O + 3CO2
3СaCO3 + 6H++ РO43- = Са3(PO4)2 + 3H2O + 3CO2
В данном случае полное ионное уравнение реакции совпадает с сокращенным уравнением. Эта реакция протекает до конца, о чем свидетельствуют сразу три признака: выделение газа, образование осадка и выделение воды.
А9. Химические свойства простых веществ металлов и неметаллов.
А10. Химические свойства оксидов.
А10.
Характерные химические свойства оксидов (основных, амфотерных, кислотных)
Основные оксиды
1. Основный оксид + кислота → соль + вода
CuO + H2SO4 → CuSO4 + H2O
Примечание: при нагревании, кислота сильная, образуется растворимая соль.
2. Оксид активного металла I, II А- групп + вода → щелочь
CaO + H2O → Ca(OH)2
3. Оновный оксид активного металла + кислотный оксид → соль
Na2O + CO2 → Na2CO3
CaO + Mn2O7 → Ca(MnO4)2
4. Основный оксид (металлов В-групп) + водород → металл + вода
CuO + H2 → Cu + H2O
Примечание: при нагревании; металл менее активный, чем алюминий.
Кислотные оксиды
1. Кислотный оксид + вода → растворимая кислота
SO3 + H2O → H2SO4
Некоторые оксиды, например SiO2, с водой не реагируют, поэтому их кислоты получают косвенным путём.
2. Кислотный оксид + основный оксид → соль
CO2 + CaO → CaCO3
Примечание: при нагревании.
3. Кислотный оксид + щелочь → соль + вода
SO2 + 2NaOH → Na2SO3 + H2O
Если кислотному оксиду соответствует многоосновная кислота, возможно образование кислых или средних солей:
Ca(OH)2 + CO2 → CaCO3↓ + H2O
CaCO3 + CO2 + H2O → Ca(HCO3)2
4. Нелетучий оксид + соль1 → соль2 + летучий оксид
SiO2 + Na2CO3 → Na2SiO3 + CO2↑
Примечание: при нагревании.
Амфотерные оксиды
1. При взаимодействии с сильной кислотой или кислотным оксидом проявляют основные свойства:
ZnO + 2HCl → ZnCl2 + H2O
Примечание: кислота сильная, при нагревании, образуется растворимая соль.
2. При взаимодействии с сильным основанием или основным оксидом проявляют кислотные свойства:
ZnO + 2KOH + H2O → K2[Zn(OH)4] (в водном растворе)
ZnO + CaO → CaZnO2 (при сплавлении)
3. В воде не растворяются.
А11. Характерные свойства кислот, гидроксидов.