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:

- соединения А + В + С ® D

несколько веществ продукт более

более простого состава сложного состава

 

 

- разложения А ® В + С + D

более сложное несколько веществ более

простого состава

 

 

- замещения А + ВС ® АВ + С

простое сложное сложное простое

 

 

- обмена АВ + 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 + CO_{2 (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⁺ + CO₃^2- + 2H⁺ +2Cl^- = 2Na⁺ +2Cl^- + CO_{2 (г)}+ H₂O. (1)

Такая запись представляет собой полное ионное уравнение реакции.

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 уравнение реакции:

CO₃^2- + 2H⁺ = CO_{2 (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 A _a B _b произведение растворимости выражается следующим образом:

a А ^{b +} + b В ^{a -} Û A _a B _b (5)

ПР=[А ^{b +}] ^a [В ^{a -}] ^b. (6)

Пример. Для ортофосфата кальция:

3Ca²⁺ +2PO₄^3- Û Ca₃(PO₄)_{2 (т)} ; ПР= [Ca²⁺ ]³[PO₄^3- ]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:

С_А+С_В-> ПР (осадок выпадает), (7)

где - С_А+ и С_В- - концентрации ионов А⁺ и В^- в растворе электролита.

Если условие выпадения осадка не выполняется, т.е.

С_А+С_В-< 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 A ₂ B или AB ₂ взаимосвязь между ПР и L следующая:

₃

L=ÖПР/4. (10)

В общем виде выражение растворимости для малорастворимого сильного электролита A _a B _b имеет вид:

_a+b

L=ÖПР/ a^bb^a. (11)

Поскольку из одной формульной единицы электролита образуется несколько ионов А ^{b +} и В ^{a -} (a и b соответственно), то

[А ^{b +}]= a L и [В ^{a -}]= b L.

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,