Молекулярно-ионные уравнения обменных реакций между растворами электролитов



Мы поможем в написании ваших работ!


Мы поможем в написании ваших работ!



Мы поможем в написании ваших работ!


ЗНАЕТЕ ЛИ ВЫ?

Молекулярно-ионные уравнения обменных реакций между растворами электролитов



 

Поскольку электролиты в растворах чаще всего образуют ионы, то для отражения сущности реакции в них используют часто так называемые ионные уравнения реакций. Написанием ионных уравнений подчеркивается тот факт, что согласно теории диссоциации в растворах происходят реакции не между молекулами, а между их ионами.

Ионное уравнение в отличие от молекулярного уравнения относится не к одной какой-нибудь реакции между определенными, конкретными веществами, но может охватывать целую группу аналогичных реакций. В этом его большая практическая ценность и значение, например благодаря этому широко используются качественные реакции на различные ионы.

Обменные реакции между электролитами практически необратимы и идут до конца в случае образования малорастворимых, малодиссоциирующих и газообразных соединений. При составлении молекулярно-ионных уравнений реакций малорастворимые, малодиссоциирующие, газообразные вещества и неэлектролиты записывают в виде молекул, а сильные электролиты в виде ионов, на которые они диссоциируют.

Иногда встречаются и такие процессы, при которых труднорастворимые соединения находятся как среди исходных, так и конечных продуктов реакции:

BaCO3↓ + K2SO4 ↔ BaSO4 ↓ + K2CO3.

В подобных реакциях равновесие смещается в сторону образования того вещества, которое менее растворимо. Так как ВаСО3 более растворим (8,95·10-5 г-экв/л), чем BaSO4 (9,34·10-6 г-экв/л), то равновесие смещено слева направо.

Примеры составления задач и их решения

Задача 789

Напишите в молекулярной и ионно-молекулярной формах реакции взаимодействия между следующими веществами:

a) BaCI2 и Nа2SO4; б) Na2SO3 и НCl; в) K2CO3 и НNО3.

Решение:

Сильными электролитами являются почти все раст­воримые соли (кроме СиС12, Рb(СН3СОО)2, Fe(CNS)3), щелочи и сильные кислоты (HCI, НВг, НI, НNO3, Н2SO4, НClO4, НМnO4). Поэтому можно записать:

a) BaCI2 +Na2SO4 = BaSO4¯ + 2 NaCI

Ва2++ 2Сl + 2Na+ + SO42– = BaSO4¯ + 2Na++ 2Сl

Ba2+ + SO42– = BaSO4¯

 

б) Na2SO3 + 2 HCI = 2NaCI + H2SO3

2Na+ + SO32- + 2 H+ + 2Сl = 2Na+ + 2Сl + H2SO3

2 H+ + SO32– = H2SO3

 

в) К2СO3 + 2 HNO3 = Н2O + СO2 + 2 KNO3

2 К+ + СО32– + 2 Н+ + 2NO3 = Н2O + СО2 + 2 К+ + 2NO3

2 Н+ + СО32– = Н2O + СO2

 

В задачах 776–797 напишите в молекулярной и молекулярно-ионной форме уравнения реакций взаимодействия следующих веществ:

№ задачи Взаимодействующие вещества
А б в
2S + FeSO42S + HCI CH3COONa + HNO3 H2SO4 + КОН Рb(NO3)2 + NaI Ba(NO3)2+Na2SO42СO3 +Н2SO4 KCN + HNO3 CuSO4 + NaOH Na2SO3 + H2SO4 AgNO3 + KCI Cu(OH)2 + HCI AgNO3 + FeCI3 BaCl2 + Na2SO4 NiCl2 + H2S Ba(OH)2 + HCl CH3COOH + NH4OH AgNO3 + NaCl NH4OH + HCl CaCO3 + HCl CH3COOK + H2SO4 Pb(NO3)2 + K2S СаСO3 + HCI Ва(ОН)2 + HNО3 SrSO4 + BaCI2 NH4С1 + Са(ОН)2 NH4CI + КОН Sr(ОH)2+НС1 НзРO4 +Ca(NO3)2 NH4ОН + HCI CH3COOK + K2SO4 FeCI3 +NaOH NH4CI + NaOH СuС12 + Са(ОН)2 K2SO3 + HCI Na2SO3 + HCI Pb(NO3)2 + KI HF + KOH HNO2 + NH4OH Na2SO3 + H2SO4 Ca(OH)2 + HCl Na2SiO3 + HCl HCOONa + HCl SrSO4 + BaCl2 Sn(OH)2 + NaOH Zn(OH)2 + КОН AI(OH)3 + LiOH Zn(NO3)2+КОН(изб.) AICI3 + NаОН(изб.) Cr(ОН)3 +RbOH CrCI3 + LiОН(изб.) Ве(ОH)2 + NаОН Sn(OH)4 + КОН Cr(NO3)3+КОН(изб.) Аl(NO3)3 +RbОН(изб.) Sn(OH)2 + Ba(OH)2 Zn(OH)2 + Sr(OH)2 K2CO3 + HNO3 K2CO3 + HCl Fe(OH)3 + HNO3 H2S + NH4OH Zn(OH)2 + H2SO4 Ba(OH)2 + HNO3 NaNO3 + KCl Na2S + HCl AgCl + K2S

Произведение растворимости

В насыщенном растворе малорастворимого электролита устанавливается равновесие между осадком электролита и ионами электролита в растворе.

 

Например: BaSO4 ↔ Ва2+ + SO42– .

в осадке в растворе

 

В растворах электролитов состояние ионов определяется их активнос­тями, поэтому константа равновесия процесса выразится следующим уравнением:

К= α (Ва2+) · α (SO42-) / α (ВаSO4).

Активность твердого сульфата бария есть величина постоянная, от­сюда следует, что произведение активностей ионов Ва2+ и SO42– есть постоянная величина, называемая произведением растворимости,и обозначается

α Ва2+ · α SO42- = ПР ВаSO4 .

Если электролит очень мало растворим, то произведение активностей ионов можно заменить произведением их концентраций

= [Bа2+ ] · [SO42– ] .

Если молекула электролита при диссоциации образует два и несколько одинаковых ионов, то концентрации этих ионов должны быть возведены в соответствующие степени, например:

= [Cа2+ ] · [F ]2.

Условием образования осадка является превышение произведения концентраций ионов малорастворимого электролита над его произведением растворимости. Растворение же осадка малорастворимого электролита происходит при условии, что произведение концентраций его ионов меньше значения произведения растворимости.

Исходя из значений ПР, можно вычислять растворимость малорастворимых электролитов в воде и растворах, содержащих другие электролиты.

 

Примеры составления задач и их решения

Задача 798

Вычислить произведение растворимости фосфата серебра, если его растворимость равна 0,0065 г/л.

Решение:

Находим растворимость Ag3PO4 . Молярная масса Ag3PO4 равна 418,6 г/моль. Растворимость:

S = 6,5·10-3 / 418,6 = 1,6·10-5 моль/л.

При диссоциации Ag3PO4 образуется три иона Ag+ и один ион РO43– :

АgзРO4 = 3 Ag+ + PO43–,

поэтому [PO43–] равна растворимости Ag3PO4 , а концентрация иона Ag+ в 3 раза больше, т.е.

[РO43–] = 1,6·10-5 моль/л; [Ag+]=3·1,6·10-5 =4,8·10-5 моль/л.

Произведение растворимости Ag34:

= [Ag+]3 · [ PO43–] = (4,8·10-5)3 · 1,6·10-5=1,77·10-18.

 

 

Задача 824

Произведение растворимости иодида свинца при 20 oC равно 8·10–9. Вычислить растворимость соли (в моль/л и в г/л) при указанной температуре.

Решение:

Обозначим искомую растворимость через S (моль/л). Тогда в насыщенном растворе PbI2 содержится S моль/л ионов Pb2+ и 2S моль/л ионов I­–. Отсюда:

;

.

Поскольку мольная масса PbI2 равна 461 г/моль, то растворимость PbI2, выраженная в г/л, составит 1,3∙10–3∙461 = 0,6 г/л.

В задачах 798–812 вычислить произведение растворимости мало­растворимых электролитов

№ задачи Электролит Растворимость электролита
Ag3РO4 Мg(ОН)2 АgСl ВаСО3 СаСO3 PbSO4 AgIO3 BaSO4 PbBr2 CaF2 PbCI2 AgBr MgCO3 PbBr2 PbI2 0,0065 г/л 0,012 г/л 0,0018 г/л 8,9·10-5 моль/л 1,3·10-4 моль/л 0,132 г в 3 л 0,176 г Ag+ в 3 л 2,3·10-3 г/л 2,7·10-2 моль/л 2·10-4 моль/л 11 г/л 1,1·10-4 г/л 2,67·10-3г/л 0,0427 г/л 1 г в 1470 мл воды

 

В задачах 813-824 вычислить растворимость электролита по величине произведения растворимости (прил. табл.8)

№ задачи Электролит № задачи Электролит № задачи Электролит
ВаСгО4 Ag2SO3 AgSCN SrCrO4 CaC2O4 CaSO4 Ag2CrO4 Ag2CO3 Сu(ОН)2 СuS BaF2 PbI2

 

Гидролиз солей

Гидролиз солей относится к обменным реакциям, поскольку процесс идет без изменения степени окисления реагирующих веществ. Сущность реакций гидролиза состоит во взаимодействии ионов соли с ионами водыс образованием слабых электролитов. В процессе гидролиза один из ионов воды связывается в слабый электролит, а другой, как правило, накапливается в растворе. Тот ион, который накапливается в растворе, определяет реакцию среды. Если накапливаются ионы Н+, то среда будет кислой, если группы ОН – щелочной. При образовании одинаковых по си­ле электролитов среда может быть и нейтральной. Последний случай встречается редко.

Уравнения гидролиза пишутся аналогично другим ионным уравнениям: малодиссоциированные (в том числе и вода) и малорастворимые, а также газообразные вещества пишутся в виде молекул, сильные электролиты записываются в виде ионов. Уравнения гидролиза солей многоосновных кислот и многокислотных оснований записываются по ступеням, аналогично ступенчатой диссоциации.

Гидролиз солей, или их обменное взаимодействие с водой, происходит лишь в тех случаях, когда ионы, образующиеся в результате электролитической диссоциации соли–катион, анион или оба вместе, способны образовывать с ионами воды Н+ и ОН – малодиссоциированные сочетания. Гидролизу подвергаются соли, образованные: слабыми кислотами и сильными основаниями; слабыми основаниями и сильными кислотами; слабыми кислотами и слабыми основаниями.

Если процесс гидролиза необходимо усилить, то следует разбавить раствор и повысить температуру.

Если необходимо уменьшить гидролиз солей, то к раствору добавляют кислоту или щелочь в зависимости от типа гидролизуемой соли.

 

Примеры составления задач и их решения

Задача 858

Какие из перечисленных ниже солей подвергаются гидролизу: NH4I, Na2S, Al(CH3COO)3, CaCl2?

Решение:

Иодид аммония - соль, образованная сильной кислотой и слабым основанием. Гидролиз соли: гидролизу подвергается катион соли. Реакция раствора кислая: рН<7.

 

NH4I + HOH « NH4OH + HI.

Или в ионном виде:

NH4+ + HOH « NH4OH + H+.

 

Сульфид натрия – соль, образованная сильным основанием и слабой кислотой.

При растворении солей многоосновных кислот гидролиз протекает ступенчато:

Na2S + H2O « NaHS + NaOH.

 

Или в ионной форме:

S2– + H2O « HS + OH.

Гидролизу подвергается анион соли. Процесс отражает гидролиз по первой стадии.

Чтобы гидролиз соли многоосновной кислоты прошел полностью, как правило, увеличивают температуру процесса:

,

или в ионной форме: .

Раствор такой соли проявляет щелочную реакцию рН>7.

Ацетат алюминия – соль, образованная слабым основанием и слабой кислотой. Гидролизу подвергается как катион, так и анион соли:

Al(CH3COO)3 + H2O « AlOH(CH3COO)2 + CH3COOH.

Параллельно идут два процесса:

Al3+ + H2O « AlOH2+ + H+,

CH3COO + H2O « CH3COOH + OH.

В этом случае реакция раствора зависит от относительной силы кислоты и основания, образующих соль. Для гидролиза А1(СН3С00)3 реакция полученного раствора будет слабокислотной, поскольку константа диссоциации А1(OН)3 (К=1,38×10-9) меньше константы диссоциации уксусной кислоты (К=I,75×10-5).

Хлорид кальция - соль, образованная сильным основанием и сильной кислотой. Взаимодействие с водой можно представить таким образом:

CaCl2 + 2H2O «Ca(OH)2 + 2HCl,

H2O « H+ + OH.

Однако единственным малодиссоциирующим соединением в реакции остается сама вода, следовательно, равновесие реакции полностью смещено влево - гидролиз не идет. Раствор соли проявляет нейтральную среду.

Реакция гидролиза представляет собой эндотермический процесс. Поскольку гидролиз является обычным равновесным процессом, то он за­висит от всех тех факторов, которые влияют на равновесие реакций, и к нему применимо правило Ле-Шателье.

 

Задача 864

Вычислить константу гидролиза NН4Сl.

Решение:

Гидролиз соли, образованной слабым основанием и сильной кислотой, характеризуется константой гидролиза:

,

где - ионное произведение воды; Косн – константа диссоциации основания.

Из табл. 7 приложения находим = 1,8 × 10-5 .

Отсюда

.

Задача 880

Вычислить степень гидролиза ZnCl2 по 1 ступени в 0,5 М растворе.

Решение:

Ионное уравнение гидролиза

Zn2+ + H2O « ZnOH+ + H+,

= 1,5×10-9.

Степень гидролиза вычисляем по формуле:

 

(0,36 %).

Степень гидролиза соли тем больше, чем меньше ее концентрация; иначе говоря, при разбавлении раствора гидролизующейся соли степень ее гидролиза возрастает.

При выполнении заданий рекомендуется использовать методические указания [8].

При решении задач по гидролизу использовать данные констант диссоциации некоторых электролитов, приведенные в табл. 7 приложения.

 

 

В задачах 825–858 указать, какие из перечисленных ниже солей подвергаются гидролизу. Для каждой из гидролизующихся солей написать в молекулярной и ионной форме уравнения гидролиза, указать реакцию водного раствора соли

задачи  
CrCI3, Na2S, AI2S3, KNO3 Zn(NO3)2, NaNO2, Ba(NO3)2, (NH4)2S MnSO4, CH3COONH4, KCI, NaHSO3 Na2SiO3, CuSO4, NaBr, Pb(CH3COO)2 NaH2PO4, AI2(SO4)3, NH4CN, BaCI2 Ca(HS2), Fe(CN)2, Ni(NO3)2, NaCI HCOONH4, FeCI3, KHCO3, Li2SO4 (CuOH)2SO4, (NH4)2CO3, K2SO4, Ba(NO3)2 Cr2(SO4)3, K2S, Na2SO4, Cr2S3 Na3AsO4, CoSO4, NaCIO4, Al2S3 CsNO3, K2HAsO4, NH4CIO4, Cu(CH3COO)2 Na2TeO3, ZnSO4, KJ, Fe(HCOO)3 K2HAsO4, NH4Br, RbNO3, Al(CH3COO)3 CaS, SrCl2, MgSO4, (NH4)2SO3

 

K2Se, BaJ2, Pb(CH3COO)2, SnSO4 NH4CN, Mg(ClO4)2, Ca(HS)2, RbCl Ca(NO2)2, Li2CrO4, Cr2S3, Zn(NO3)2 (ZnOH)2SO4, NaAsO2, Fe(CN)2, K2SO4 Zn(CN)2, Li2SO3, MnSO4, (NH4)2CO3 Bi(NO3)2, Li2SiO3, KJ, (NH4)2CO3 SbCl3, K2CrO4, Zn(CN)2, CdSO4 CH3COOK, Fe2(SO4)3, BaCl2, Al2S3 Al2S3, CsNO3, NH4ClO4, K2Te K2Te, SnSO4, Cu(CN)2, NaNO3 CuOHCl, NaH2PO4, NaBr, Cu(CH3COO)2 SrS, FeCl3, NH4CN, K2SO4 K2CO3, NaNO2, NH4HCOO, LiCl NaClO3, (NH4)2SO4, CH3COOK, KNO3 CuCl2, Ca(CH3COO)2, Pb(NO3)2, NaBr FeCl3, (NH4)2CO3, Na3PO4, K2CrO4 NaHS, Al2S3, MnCl2, Ba(NO3)2 NaHSO3, MnJ2, (NH4)2S, KSCN NaClO4, Mg(CH3COO)2, Ni3(PO4)2, RbCl NH4J, Na2S, Al(CH3COO)3, CaCl2

 



Последнее изменение этой страницы: 2016-04-08; Нарушение авторского права страницы; Мы поможем в написании вашей работы!

infopedia.su Все материалы представленные на сайте исключительно с целью ознакомления читателями и не преследуют коммерческих целей или нарушение авторских прав. Обратная связь - 3.235.108.188 (0.014 с.)