Репетитор-онлайн — подготовка к ЦТ

11. Электролитическая диссоциация. Ионные уравнения реакций

11.5. Ионные уравнения реакций

Поскольку в водных растворах электролиты распадаются на ионы, можно утверждать, что реакции в водных растворах электролитов — это реакции между ионами. Такие реакции могут протекать как с изменением степени окисления атомов:

$\overset{0}{Fe} + 2 \overset{+ 1}{H} Сl = \overset{+ 2}{Fe} {Сl}_{2} + {\overset{0}{H}}_{2} ↑$

так и без изменения:

NaOH + HCl = NaCl + H₂O

В общем случае реакции между ионами в растворах называются ионными, а если они являются обменными, то реакциями ионного обмена. Реакции ионного обмена протекают только в том случае, когда образуются вещества, которые покидают сферу реакции в виде: а) слабого электролита (например, воды, уксусной кислоты); б) газа (CO₂, SO₂); в) труднорастворимого вещества (осадка). Формулы труднорастворимых веществ определяются по таблице растворимости (AgCl, BаSO₄, H₂SiO₃, Mg(OH)₂, Cu(OH)₂ т.д.). Формулы газов и слабых электролитов нужно запомнить. Отметим, что слабые электролиты могут быть хорошо растворимы в воде: например, CH₃COOH, H₃PO₄, HNO₂.

Сущность реакций ионного обмена отражают ионные уравнения реакций, которые получают из молекулярных уравнений с соблюдением следующих правил:

1) в виде ионов не записывают формулы слабых электролитов, нерастворимых и малорастворимых веществ, газов, оксидов, гидроанионов слабых кислот (HS⁻, ${НSО}_{3}^{-}$ , ${НСО}_{3}^{-}$ , $Н_{2} {РО}_{4}^{-}$ , ${НРО}_{4}^{2 -}$ ; исключение — ион ${HSO}_{4}^{-}$ в разбавленном растворе); гидроксокатионов слабых оснований (MgOH⁺, CuOH⁺); комплексных ионов ([Al(OH)₆]³⁻, [Zn(OH)₄]²⁻, [Be(OH)₄]²⁻);

2) в виде ионов представляют формулы сильных кислот, щелочей, растворимых в воде солей. Формулу Са(ОН)₂ представляют в виде ионов, если используется известковая вода, но не записывают в виде ионов в случае известкового молока, содержащего нерастворимые частицы Ca(OH)₂.

Различают полное ионное и сокращенное (краткое) ионное уравнения реакции. В сокращенном ионном уравнении отсутствуют ионы, представленные в обеих частях полного ионного уравнения. Примеры записи молекулярного, полного ионного и сокращенного ионного уравнений:

NaHCO₃ + HCl = NaCl + H₂O + CO₂↑ — молекулярное,

${Na}^{+} + {HCO}_{3}^{-} + H^{+} + {Cl}^{-} = {Na}^{+} + {Cl}^{-} + H_{2} O + {CO}_{2} ↑$ — полное ионное,

${HCO}_{3}^{-} + H^{+} = H_{2} O + {CO}_{2} ↑$ — сокращенное ионное;

BaCl₂ + K₂SO₄ = BaSO₄↓ + 2KCl — молекулярное,

${Ba}^{2 +} + 2 {Cl}^{-} + 2 K^{+} + {SO}_{4}^{2 -} = {BaSO}_{4} ↓ + 2 K^{+} + 2 {Cl}^{-}$ — полное ионное,

${Ba}^{2 +} + {SO}_{4}^{2 -} = {BaSO}_{4} ↓$ — сокращенное ионное.

Иногда полное ионное и сокращенное ионное уравнения совпадают:

Ba(OH)₂ + H₂SO₄ = BaSO₄↓ + 2H₂O

Ba²⁺ + 2OH⁻ + 2H⁺ + ${SO}_{4}^{2 -}$ = BaSO₄↓ + 2H₂O,

а для некоторых реакций ионное уравнение вообще нельзя составить:

3Mg(OH)₂ + 3H₃PO₄ = Mg₃(PO₄)₂↓ + 6H₂O

Пример 11.5. Укажите пару ионов, которые могут присутствовать в полном ионно-молекулярном уравнении, если ему соответствует сокращенное ионно-молекулярное уравнение

${Ca}^{2 +} + {SO}_{4}^{2 -} = {CaSO}_{4}$ .

1)

{SO}_{3}^{2 -}

и H⁺; 3)

{CO}_{3}^{2 -}

и K⁺;2)

{HCO}_{3}^{-}

и K⁺; 4) Cl⁻ и Pb²⁺.

Решение. Правильным является ответ 2):

${Ca}^{2 +} + 2 {HCO}_{3}^{-} + 2 K^{+} + {SO}_{4}^{2 -} = {CaSO}_{4} ↓ + 2 {HCO}_{3}^{-} + 2 K^{+}$ (соль Ca(HCO₃)₂ растворимая) или Ca²⁺ + ${SO}_{4}^{2 -}$ = CaSO₄.

Для других случаев имеем:

1) CaSO₃ + 2H⁺ + ${SO}_{4}^{2 -}$ = CaSO₄↓ + H₂O + SO₂↑;

3) CaCO₃ + 2K⁺ + ${SO}_{4}^{2 -}$ (реакция не протекает);

4) Ca²⁺ + 2Cl⁻ + PbSO₄ (реакция не протекает).

Ответ: 2).

Вещества (ионы), которые в водном растворе реагируют между собой (т.е. взаимодействие между ними сопровождается образованием осадка, газа или слабого электролита), совместно существовать в водном растворе в значительных количествах не могут

Таблица 11.2

Примеры пар ионов, не существующих совместно в значительных количествах в водном растворе

Пары ионов	Уравнение(-я) реакций между ионами
Ba²⁺ и ${HPO}_{4}^{2 -}$	${Ba}^{2 +} + {HPO}_{4}^{2 -} = {BaHPO}_{4} ↓$
Cu²⁺ и OH⁻	Cu²⁺ + OH⁻ = CuOH⁺, Cu²⁺ + 2OH⁻ = Cu(OH)₂↓
H⁺ и HS⁻	H⁺ + HS⁻ = H₂S
H⁺ и S²⁻	H⁺ + S²⁻ = HS⁻; 2H⁺ + S²⁻ = H₂S
H⁺ и ${HPO}_{4}^{2 -}$	$H^{+} + {HPO}_{4}^{2 -} = H_{2} {PO}_{4}^{-}$ (или $2 H^{+} + {HPO}_{4}^{2 -} = H_{3} {PO}_{4}$ )
Ag⁺и Cl⁻	Ag⁺ + Cl– = AgCl↓
Ba²⁺ и ${SO}_{4}^{2 -}$	Ba²⁺+ SO₄ ²– = BaSO₄↓
CH₃COO⁻ и H⁺	CH₃COO⁻ + H⁺ ⇄ CH₃COOH
OH– и ${HCO}_{3}^{-} ({HSO}_{3}^{-})$	${OH}^{-} + {HCO}_{3}^{-} = H_{2} O + {CO}_{3}^{2 -}$
H⁺ и OH⁻	H⁺ + OH⁻ = H₂O
H⁺ и H⁻	H⁺ + H⁻ = H₂

Пример 11.6. Укажите в этом ряду: ${HSO}_{3}^{-}$ , Na⁺, Cl⁻, CH₃COO⁻, Zn²⁺ — формулы ионов, которые не могут в значительных количествах присутствовать: а) в кислой среде; б) в щелочной среде.

Решение. а) В кислой среде, т.е. совместно с ионами H⁺, не могут присутствовать анионы ${HSO}_{3}^{-}$ и CH₃COO⁻, так как они реагируют с катионами водорода, образуя слабый электролит или газ:

${СН}_{3} {СОО}^{-} + Н^{+} ⇄ {СН}_{3} СООН$

${HSO}_{3}^{-} + H^{+} ⇄ H_{2} O + {SO}_{2} ↑$

б) в щелочной среде не могут присутствовать ионы ${HSO}_{3}^{-}$ и Zn²⁺, так как они реагируют с гидроксид-ионами с образованием либо слабого электролита, либо осадка:

${HSO}_{3}^{-} + {OH}^{-} ⇄ H_{2} O + {SO}_{3}^{2 -}$

Zn²⁺ + 2OH– = Zn(OH)₂↓.

Ответ: а) ${HSO}_{3}^{-}$ и CH₃COO⁻; б) ${HSO}_{3}^{-}$ и Zn²⁺.

Остатки кислых солей слабых кислот не могут в значительных количествах присутствовать ни в кислой, ни в щелочной среде, потому что в обоих случаях образуется слабый электролит

То же можно сказать об остатках основных солей, содержащих гидроксогруппу:

CuOH⁺ + OH⁻ = Cu(OH)₂↓

CuOH⁺ + H⁺ = Cu²⁺ + H₂O

Химия