Сумма атомов каждого элемента не изменяется при протекании химической реакции.
ХимическиЕ УРАВНЕНИЯ В МОЛЕКУЛЯРНОЙ И ИОННОЙ ФОРМЕ
Методические указания к лабораторным работам по курсу «ХИМИЯ»
СОСТАВИТЕЛИ:
БЕЛОВА С.Б
ГРИШИНА Н.Д.
ГОРЛАЧЕВА Т.К.
МОСКВА 2001
Цель работы: получение теоретических и экспериментальных навыков составления химических уравнений в молекулярной и ионной формах для обменных химических реакций.
1.ТИПЫ ХИМИЧЕСКИХ РЕАКЦИЙ
Химические реакции- процессы, при которых одни вещества превращаются в другие. В неорганической химии известно огромное число химических реакций, каждая из которых индивидуальна, поскольку в ней участвуют конкретные вещества с присущими им химическими свойствами. Вместе с тем химические реакции имеют много общих признаков, что позволяет их объединить в несколько типов. Важнейшими критериямиклассификации химических реакций являются:
агрегатное состояние реагентов (реакции газовые, в растворе, твердофазные, между веществами в различных агрегатных состояниях);
вид реагирующих частиц (реакции молекулярные, ионные, радикальные);
вид переносимых частиц (реакции окислительно-восстановительные с переносом электронов, кислотно-основные с переносом протонов, образования и разрушения комплексов с переносом ионов и молекул, образования и разрушения ионных кристаллов);
вид источника энергии (реакции термомеханические, фотохимические и электрохимические).
Реакции можно классифицировать по числу веществ, вступающих в реакцию и образующихся в результате ее протекания:
- соединенияА + В + С ® D
несколько веществ продукт более
более простого состава сложного состава
- разложенияА ® В + С + D
более сложное несколько веществ более
простого состава
- замещенияА + ВС ® АВ + С
простое сложное сложное простое
- обменаАВ + СD ® АC + BD
обмен фрагментами молекул
Обменные реакции относятся к наиболее распространенной группе реакций между сложными веществами, которые протекают при сохранении степени окисления элементов. Для неорганической химии наиболее типичны обменные реакции, идущие при участии ионов.
Ионные реакции – это химические процессы, которые протекают в растворе или расплаве между свободными ионами.Степень протекания обменных реакций с участием ионов в водном растворе зависит от того, в какой мере среди продуктов оказываются слабые электролиты, газы или малорастворимые вещества, выпадающие в осадок.
Правило Бертолле: обменные ионные реакции протекают практически до конца, если продуктами реакции являются газы, осадки или неэлектролиты.
2.УРАВНЕНИЯ ХИМИЧЕСКИХ РЕАКЦИЙ
Любая химическая реакция записывается в виде уравнения химической реакции. В соответствии с химическим смыслом реакции (реагенты взаимодействуют и образуются продукты реакции) в левой части уравнения указывают формулы реагентов, а в правой части – формулы продуктов, получается схема химической реакции:
Реагенты = Продукты реакции
Если в схеме реакции число атомов элементов слева и справа неодинаковы, то проводят подбор коэффициентов, превращая схему реакции в ее уравнение. Подбор коэффициентов в уравнении химической реакции основан на том, что
сумма атомов каждого элемента не изменяется при протекании химической реакции.
Численные коэффициенты в химическом уравнении называют стехиометрическими. Стехиометрия (от греческого слова stoicheion –элемент + …метрия) – учение о количественных соотношениях, в которых вещества вступают во взаимодействие друг с другом.
Реакции с участием электролитов (настоящих и потенциально сильных) записываются в виде системы двух уравнений – молекулярного и ионного. Для составления ионных уравнений необходимо знать уравнение электролитической диссоциации реагентов и продуктов.
Как и в молекулярных уравнениях, в ионных уравнениях слева записываются формулы реагентов, а справа – формулы продуктов, указанные в виде отдельных ионов. Формулы слабых потенциальных электролитов, в том числе и воды, а также газообразных и твердых веществ (уходящих из водного раствора в виде газа или осадка) оставляют в молекулярном виде.
Пример. В обменной реакции в водном растворе, описываемой молекулярным уравнением
Na2CO3 + 2HCl = 2NaCl + CO2 (г)+ H2O
участвуют Na2CO3 (соль), HCl (кислота) и NaCl (соль) – сильные электролиты, H2O – слабый электролит и CO2 - газ, уходящий из сферы реакции.
Формулы всех сильных электролитов можно записать в виде сумм составляющих их ионов, тогда химическое уравнение принимает вид:
2Na+ + CO32- + 2H+ +2Cl- = 2Na+ +2Cl- + CO2 (г)+ H2O. (1)
Такая запись представляет собойполное ионное уравнениереакции.
Очевидно, что ионы Na+ + Cl- не принимают непосредственного участия в реакции (число этих ионов одинаково слева и справа в уравнении), поэтому часто их формулы просто опускают и составляют сокращенное ионное уравнениереакции:
CO32- + 2H+ = CO2 (г)+ H2O (2)
Сокращенные ионные уравнения выражают химическую сущность протекающих реакций между ионами (в данном примере – между карбонат-ионами и катионами водорода). Совокупная запись молекулярного и сокращенного ионного уравнения реакции наглядно отображает химизм реакции. Однако отдельно записанные сокращенные ионные уравнения отображают не одну реакцию, а множество подобных реакций. Так, сокращенное ионное уравнение (2) реакции между Na2CO3 и HCl означает, что так реагируют между собой не только карбонат натрия и хлороводород, но и любой другой хорошо растворимый карбонат и любая другая сильная кислота.
3.ПРОИЗВЕДЕНИЕ РАСТВОРИМОСТИ
Среди сильных электролитов, диссоциирующих в водном растворе практически полностью, есть как хорошо растворимые, так и мало растворимые в воде вещества.
Растворимость веществ отвечает концентрации их насыщенных растворов. Если сильный электролит малорастворим в воде, то его насыщенный раствор будет весьма разбавленным. В насыщенном растворе соли всегда присутствует некоторое количество твердого вещества в виде осадка. Между ионами А+ и В- малорастворимого сильного электролита АВ и его осадком при постоянной температуре устанавливается состояние гетерогенного ионного равновесия:
А+ + В- Û АВ (3)
насыщенный раствор осадок
Равновесие в системе осадок - насыщенный раствор можно охарактеризовать константой равновесия, называемой в данном случае произведением растворимости ПР.
ПР =[А+][В- ]=const=f (T) (4)
Произведение растворимости малорастворимого сильного электролита есть произведение равновесных молярных концентраций катионов и анионов этого электролита в насыщенном водном растворе.
Для электролита более сложного состава AaBb произведение растворимости выражается следующим образом:
aАb+ + bВa- Û AaBb (5)
ПР=[Аb+]a [Вa-]b. (6)
Пример. Для ортофосфата кальция:
3Ca2+ +2PO43- Û Ca3(PO4)2 (т) ; ПР= [Ca2+ ]3[PO43- ]2 (250C)
Если в растворе концентрация электролита выше значения ПР, то избыточное количество вещества выпадает в осадок. Поэтому условием выпадения осадка для электролита АВ будет соотношение:
СА+СВ-> ПР (осадок выпадает), (7)
где - СА+ и СВ- - концентрации ионов А+ и В- в растворе электролита.
Если условие выпадения осадка не выполняется, т.е.
СА+СВ-< ПР, (8)
то осадок малорастворимого вещества не образуется.
Между произведением растворимости и растворимостью L (моль/л) малорастворимого электролита существует взаимосвязь. Для электролита АВ она имеет следующее математическое выражение:
А+ + В- Û АВ(т); ПР =[А+][В-]
[А+]=[В-]=L
ПР =[А+][В-]=L2 или
L=ÖПР (9)
Пример. Растворимость хлорида серебра (I) при 250C составляет:
Аg+ + Cl Û АgCl(т); ПР =1,8*10-10,
L=ÖПР=Ö1,8*10-10=1,3*10-5 моль/л.
Очевидно, что концентрация обоих ионов также равна 1,3*10-5 моль/л.
Аналогично, для электролитов типа A2B или AB2 взаимосвязь между ПР и L следующая:
3
L=ÖПР/4. (10)
В общем виде выражение растворимости для малорастворимого сильного электролита AaBb имеет вид:
a+b
L=ÖПР/abba. (11)
Поскольку из одной формульной единицы электролита образуется несколько ионов Аb+ и Вa- ( a и b соответственно), то
[Аb+]=aL и [Вa-]=bL.
Как и всякая константа равновесия величина ПР зависит от температуры, т.к. растворимость вещества (концентрация насыщенного раствора) изменяется при повышении или понижении температуры.
Для малорастворимых сильных электролитов, растворимость которых с ростом температуры увеличивается,