Как составить молекулярное уравнение реакции

Конспект

Ключевые слова конспекта: свойства ионов, определение ионов, реакции ионного обмена, ионное уравнение, реакции в растворах электролитов.

Число электронов в атоме равно числу протонов. Протоны и нейтроны прочно связаны друг с другом и образуют ядро атома. Ион – атом или часть молекулы, где есть неравное количество электронов и протонов. Если электронов больше, чем протонов, то ион называют отрицательным. Иначе ион называют положительным.

Ионы отличаются от атомов строением и свойствами. Некоторые ионы бесцветны, а другие имеют определенный цвет. Для каждого из ионов характерны специфические химические свойства.

Таблица 1. Определение ионов

* При определении галогенид-ионов с помощью серной кислоты используют твердую соль.

Ионное уравнение

В водных растворах все электролиты в той или иной степени распадаются на ионы и реакции происходят между ионами.

Сущность реакций в растворах электролитов отражается ионным уравнением. В ионном уравнении учитывается то, что сильный электролит в растворе находится в диссоциированном виде.

Формулы слабых электролитов и нерастворимых в воде веществ в ионных уравнениях принято записывать в недиссоциированной на ионы форме. Растворимость электролита в воде нельзя считать критерием его силы.

При составлении ионных уравнений реакций с участием сильных кислот часто для упрощения записывают формулу иона Н+, а не H3O+.

Реакции в растворах электролитов происходят в направлении связывания ионов. Существует несколько форм связывания ионов: образование осадков, выделение газообразных веществ, образование слабых электролитов. Рассмотрим конкретные примеры:

Уравнение в молекулярном виде:  Ca(NO3)2 + Na2CO3 = СаСO3↓ + 2NaNO3

Полное ионное уравнение:

Сокращенное ионное уравнение:

1. Выделение газов (например, СO2, SO2, H2S, NH3):

1. Образование слабых электролитов (например, воды, слабых кислот):

а) КОН + НCl = КCl + H2O
К+ + OH– + Н+ + Cl– = К+ + Cl– + H2O
OH– + Н+ = H2O

б) HNO2 – азотистая кислота (слабая):
NaNO2 + НCl = NaCl + HNO2
Na+ + NO2 + Н+ + Cl– = Na+ + Cl– + HNO2
NO2– + Н+ = HNO2

Иногда реакции в растворах электролитов осуществляются с участием нерастворимых веществ или слабых электролитов в направлении более полного связывания ионов. Например, мрамор растворяется в соляной кислоте с образованием углекислого газа:

Таблица 2. Уравнения ионных реакций

Реакции ионного обмена

Для ионных реакций выражение «в молекулярном виде», как и сама запись, является условным. При анализе приведенных в Таблице 2 уравнений реакций выясняется, что реакции ионного обмена протекают до конца в следующих случаях:

1. если выпадает осадок;
2. если выделяется газ;
3. если образуется малодиссоциирующее вещество, например вода.

Если в растворе нет таких ионов, которые могут связываться между собой, реакция обмена не протекает до конца, т. е. является обратимой. При составлении уравнений таких реакций, как и при составлении уравнений диссоциации слабых электролитов, ставится знак обратимости.

Чтобы сделать вывод о протекании реакции ионного обмена до конца, надо использовать данные таблицы растворимости солей, оснований и кислот в воде.

Чтобы составить уравнения всех возможных реакций, в которых участвуют хлорид магния и другие растворимые в воде вещества, рассуждают так:

• Убеждаются, растворимо ли в воде взятое вещество, в данном случае хлорид магния MgCl2.
• Приходят к выводу, что хлорид магния MgCl2 будет реагировать только с такими растворимыми в воде веществами, которые способны осадить либо ионы Mg2+, либо хлорид-ионы Сl–.
• Ионы Mg2+ можно осадить: а) ионами ОН–, т. е. нужно подействовать любой щелочью, что приведет к образованию малорастворимого гидроксида магния Mg(OH)2; б) при действии растворимыми в воде солями, содержащими один из следующих анионов: . Для этого можно воспользоваться солями натрия, калия и аммония, содержащими указанные анионы, так как эти соли растворимы в воде.
• Хлорид-ионы Сl– можно осадить катионами Ag++ и Pb2+. Поэтому для проведения реакции нужно выбрать растворимые соли, содержащие эти катионы.

При составлении уравнений реакций ионного обмена, в которых образуются газообразные вещества, следует учесть, что анионы  способны реагировать с кислотами с образованием соответствующего газа, например:

В свете представлений об электролитической диссоциации кислот, оснований и солей общие свойства этих веществ определяются наличием общих ионов, которые входят в их состав

Конспект урока «Реакции ионного обмена. Ионное уравнение».

Следующая тема: «».

Источник: https://uchitel.pro/%D1%80%D0%B5%D0%B0%D0%BA%D1%86%D0%B8%D0%B8-%D0%B8%D0%BE%D0%BD%D0%BD%D0%BE%D0%B3%D0%BE-%D0%BE%D0%B1%D0%BC%D0%B5%D0%BD%D0%B0/

Растворы электролитов

При растворении в воде не все вещества имеют способность проводить электрический ток. Те соединения, водные растворы которых способны проводить электрический ток называются электролитами. Электролиты проводят ток за счет так называемой ионной проводимости, которой обладают многие соединения с ионным строением (соли, кислоты, основания).

Существуют вещества, имеющие сильнополярные связи, но в растворе при этом подвергаются неполной ионизации (например, хлорид ртути II) – это слабые электролиты. Многие органические соединения (углеводы, спирты), растворенные  воде, не распадаются на ионы, а сохраняют свое молекулярное строение.

Такие вещества электрический ток не проводят и называются неэлектролитами.

Приведем некоторые закономерности, руководствуясь которыми можно определить к сильным или слабым электролитам относится то или иное соединение:

1. Кислоты. К сильным кислотам из наиболее распространенных относятся HCl, HBr, HI, HNO3, H2SO4, HClO4. Почти все остальные кислоты – слабые электролиты.
2. Основания. Наиболее распространенные сильные основания – гидроксиды щелочных и щелочноземельных металлов (исключая Be). Слабый электролит – NH3.
3. Соли. Большинство распространенных солей – ионных соединений, — электролиты сильные. Исключения составляют, в основном, соли тяжелых металлов.

Теория электролитической диссоциации

Электролиты, как сильные, так и слабые и даже очень сильно разбавленные не подчиняются закону Рауля и принципу Вант-Гоффа.

Имея способность к электропроводности, значения давления пара растворителя и температуры плавления растворов электролитов будут более низкими, а температуры кипения более высокими по сравнению с аналогичными значениями чистого растворителя. В 1887 г С.

Аррениус, изучая эти отклонения, пришел к созданию теории электролитической диссоциации.

Электролитическая диссоциация предполагает, что молекулы электролита в растворе распадаются на положительно и отрицательно заряженные ионы, которые названы соответственно катионами и анионами.

Теория выдвигает следующие постулаты:

1. В растворах электролиты распадаются на ионы, т.е. диссоциируют. Чем более разбавлен раствор электролита, тем больше его степень диссоциации.
2. Диссоциация — явление обратимое и равновесное.
3. Молекулы растворителя бесконечно слабо взаимодействуют (т.е. растворы близки к идеальным).

Разные электролиты имеют различную степень диссоциации, которая зависит не только от природы самого электролита, но природы растворителя, а также концентрации электролита и температуры.

Степень диссоциации α, показывает какое число молекул n распалось на ионы, по сравнению с общим числом растворенных молекул N:

α = n/N

При отсутствии диссоциации α = 0, при полной диссоциации электролита α = 1.

С точки зрения степени диссоциации, по силе электролиты делятся на сильные (α > 0,7), средней силы ( 0,3 > α > 0,7), слабые  (α < 0,3 ).

Более точно процесс диссоциации электролита характеризует константа диссоциации, не зависящая от концентрации раствора. Если представить процесс диссоциации электролита в общем виде:

Aa Bb ↔ aA— + bB+

K = [A—]a·[B+]b/[Aa Bb]

Для слабых электролитов концентрация каждого иона равна произведению α на общую концентрацию электролита С таким образом, выражение для константы диссоциации можно преобразовать:

K = α2C/(1-α)

Для разбавленных растворов (1-α) =1, тогда

K = α2C

Отсюда нетрудно найти степень диссоциации

α = (K/C)1/2

Ионно–молекулярные уравнения

Рассмотрим пример нейтрализации сильной кислоты сильным основанием, например:

HCl + NaOH = NaCl + HOH

Процесс представлен в виде молекулярного уравнения. Известно, что как исходные вещества, так и продукты реакции в растворе полностью ионизированы. Поэтому представим процесс в виде полного ионного уравнения:

H+ + Cl— +Na+ + OH— = Na+ + Cl— + HOH

После «сокращения» одинаковых ионов в левой и правой частях уравнения получаем сокращенное ионное уравнение:

H+ + OH— = HOH

Мы видим, что процесс нейтрализации сводится к соединению H+ и OH— и образованию воды.

Далее рассмотрим реакцию осаждения. Смешаем водные растворы AgNO3 и HI:

Процесс осаждения сводится к взаимодействию только Ag+ и I— и образованию нерастворимого в воде AgI.

Чтобы узнать способно ли интересующее нас вещество растворяться в воде, необходимо воспользоваться таблицей нерастворимости.

Рассмотрим третий тип реакций, в результате которой образуется летучее соединение. Это реакции взаимодействия карбонатов, сульфитов или сульфидов с кислотами. Например,

При смешении некоторых растворов ионных соединений, взаимодействия между ними может и не происходить, например

Итак, подводя итог, отметим, что химические превращения наблюдаются в случаях, если соблюдается одно из следующих условий:

• Образование неэлектролита. В качестве неэлектролита может выступать вода.
• Образование осадка.
• Выделение газа.
• Образование слабого электролита, например уксусной кислоты.
• Перенос одного или нескольких электронов. Это реализуется в окислительно – восстановительных реакциях.
• Образование или разрыв одной или нескольких ковалентных связей.

Источник: http://zadachi-po-khimii.ru/obshaya-himiya/rastvory-elektrolitov.html

Как составлять ионные уравнения. Задача 31 на ЕГЭ по химии

Достаточно часто школьникам и студентам приходится составлять т. н. ионные уравнения реакций. В частности, именно этой теме посвящена задача 31, предлагаемая на ЕГЭ по химии. В данной статье мы подробно обсудим алгоритм написания кратких и полных ионных уравнений, разберем много примеров разного уровня сложности.

Зачем нужны ионные уравнения

Напомню, что при растворении многих веществ в воде (и не только в воде!) происходит процесс диссоциации – вещества распадаются на ионы.

Например, молекулы HCl в водной среде диссоциируют на катионы водорода (H+, точнее, H3O+) и анионы хлора (Cl-).

Бромид натрия (NaBr) находится в водном растворе не в виде молекул, а в виде гидратированных ионов Na+ и Br- (кстати, в твердом бромиде натрия тоже присутствуют ионы).

Записывая “обычные” (молекулярные) уравнения, мы не учитываем, что в реакцию вступают не молекулы, а ионы. Вот, например, как выглядит уравнение реакции между соляной кислотой и гидроксидом натрия:

HCl + NaOH = NaCl + H2O. (1)

Разумеется, эта схема не совсем верно описывает процесс. Как мы уже сказали, в водном растворе практически нет молекул HCl, а есть ионы H+ и Cl-. Так же обстоят дела и с NaOH. Правильнее было бы записать следующее:

H+ + Cl- + Na+ + OH- = Na+ + Cl- + H2O. (2)

Это и есть полное ионное уравнение. Вместо “виртуальных” молекул мы видим частицы, которые реально присутствуют в растворе (катионы и анионы). Не будем пока останавливаться на вопросе, почему H2O мы записали в молекулярной форме. Чуть позже это будет объяснено. Как видите, нет ничего сложного: мы заменили молекулы ионами, которые образуются при их диссоциации.

Впрочем, даже полное ионное уравнение не является безупречным. Действительно, присмотритесь повнимательнее: и в левой, и в правой частях уравнения (2) присутствуют одинаковые частицы – катионы Na+ и анионы Cl-. В процессе реакции эти ионы не изменяются. Зачем тогда они вообще нужны? Уберем их и получим краткое ионное уравнение:

H+ + OH- = H2O. (3)

Все, полное и краткое ионные уравнения записаны. Если бы мы решали задачу 31 на ЕГЭ по химии, то получили бы за нее максимальную оценку – 2 балла.

Итак, еще раз о терминологии:

• HCl + NaOH = NaCl + H2O – молекулярное уравнение (“обычное” уравнения, схематично отражающее суть реакции);
• H+ + Cl- + Na+ + OH- = Na+ + Cl- + H2O – полное ионное уравнение (видны реальные частицы, находящиеся в растворе);
• H+ + OH- = H2O – краткое ионное уравнение (мы убрали весь “мусор” – частицы, которые не участвуют в процессе).

Алгоритм написания ионных уравнений

1. Составляем молекулярное уравнение реакции.
2. Все частицы, диссоциирующие в растворе в ощутимой степени, записываем в виде ионов; вещества, не склонные к диссоциации, оставляем “в виде молекул”.

3. Убираем из двух частей уравнения т. н. ионы-наблюдатели, т. е. частицы, которые не участвуют в процессе.
4. Проверяем коэффициенты и получаем окончательный ответ – краткое ионное уравнение.

Пример 1. Составьте полное и краткое ионные уравнения, описывающие взаимодействие водных растворов хлорида бария и сульфата натрия.

Решение. Будем действовать в соответствии с предложенным алгоритмом. Составим сначала молекулярное уравнение. Хлорид бария и сульфат натрия – это две соли. Заглянем в раздел справочника “Свойства неорганических соединений”. Видим, что соли могут взаимодействовать друг с другом, если в ходе реакции образуется осадок. Проверим:

BaCl2 + Na2SO4 = BaSO4↓ + 2NaCl.

Таблица растворимости подсказывает нам, что BaSO4 действительно не растворяется в воде (направленная вниз стрелка, напомню, символизирует, что данное вещество выпадает в осадок).

Молекулярное уравнение готово, переходим к составлению полного ионного уравнения.

Обе соли, присутствующие в левой части, записываем в ионной форме, а вот в правой части оставляем BaSO4 в “молекулярной форме” (о причинах этого – чуть позже!) Получаем следующее:

Ba2+ + 2Cl- + 2Na+ + SO42- = BaSO4↓ + 2Cl- + 2Na+.

Осталось избавиться от балласта: убираем ионы-наблюдатели. В данном случае в процессе не участвуют катионы Na+ и анионы Cl-. Стираем их и получаем краткое ионное уравнение:

Ba2+ + SO42- = BaSO4↓.

А теперь поговорим подробнее о каждом шаге нашего алгоритма и разберем еще несколько примеров.

Как составить молекулярное уравнение реакции

Должен сразу вас разочаровать. В этом пункте не будет однозначных рецептов. Действительно, вряд ли можно рассчитывать, что я смогу разобрать здесь ВСЕ возможные уравнения реакций, которые могут встретиться вам на ЕГЭ или ОГЭ по химии.

Ваш помощник – раздел “Свойства неорганических соединений”. Если вы хорошо знакомы с четырьмя базовыми классами неорганических веществ (оксиды, основания, кислоты, соли), если вам известны химические свойства этих классов и методы их получения, можете на 95% быть уверены в том, что у вас не будет проблем на экзамене с написанием молекулярных уравнений.

Оставшиеся 5% – это некоторые “специфические” реакции, которые мы не сможем перечислить. Не будем лить слез по поводу этих 5%, а вспомним лучше номенклатуру и химические свойства базовых классов неорганических веществ. Три задания для самостоятельной работы:

Упражнение 1. Напишите молекулярные формулы следующих веществ: оксид фосфора (V), нитрат цезия, сульфат хрома (III), бромоводородная кислота, карбонат аммония, гидроксид свинца (II), фосфат стронция, кремниевая кислота. Если при выполнении задания у вас возникнут проблемы, обратитесь к разделу справочника “Названия кислот и солей”.

Упражнение 2. Дополните уравнения следующих реакций:

1. KOH + H2SO4 =
2. H3PO4 + Na2O=
3. Ba(OH)2 + CO2=
4. NaOH + CuBr2=
5. K2S + Hg(NO3)2=
6. Zn + FeCl2=

Упражнение 3. Напишите молекулярные уравнения реакций (в водном растворе) между: а) карбонатом натрия и азотной кислотой, б) хлоридом никеля (II) и гидроксидом натрия, в) ортофосфорной кислотой и гидроксидом кальция, г) нитратом серебра и хлоридом калия, д) оксидом фосфора (V) и гидроксидом калия.

Искренне надеюсь, что у вас не возникло проблем с выполнением этих трех заданий. Если это не так, необходимо вернуться к теме “Химические свойства основных классов неорганических соединений”.

Как превратить молекулярное уравнение в полное ионное уравнение

Начинается самое интересное. Мы должны понять, какие вещества следует записывать в виде ионов, а какие – оставить в “молекулярной форме”. Придется запомнить следующее.

В виде ионов записывают:

• растворимые соли (подчеркиваю, только соли хорошо растворимые в воде);
• щелочи (напомню, что щелочами называют растворимые в воде основания, но не NH4OH);
• сильные кислоты (H2SO4, HNO3, HCl, HBr, HI, HClO4, HClO3, H2SeO4, …).

Как видите, запомнить этот список совсем несложно: в него входят сильные кислоты и основания и все растворимые соли.

Кстати, особо бдительным юным химикам, которых может возмутить тот факт, что сильные электролиты (нерастворимые соли) не вошли в этот перечень, могу сообщить следующее: НЕвключение нерастворимых солей в данный список вовсе не отвергает того, что они являются сильными электролитами.

Все остальные вещества должны присутствовать в ионных уравнениях в виде молекул. Тем требовательным читателям, которых не устраивает расплывчатый термин “все остальные вещества”, и которые, следуя примеру героя известного фильма, требуют “огласить полный список” даю следующую информацию.

В виде молекул записывают:

• все нерастворимые соли;
• все слабые основания (включая нерастворимые гидроксиды, NH4OH и сходные с ним вещества);
• все слабые кислоты (H2СO3, HNO2, H2S, H2SiO3, HCN, HClO, практически все органические кислоты …);
• вообще, все слабые электролиты (включая воду!!!);
• оксиды (всех типов);
• все газообразные соединения (в частности, H2, CO2, SO2, H2S, CO);
• простые вещества (металлы и неметаллы);
• практически все органические соединения (исключение – растворимые в воде соли органических кислот).

Уф-ф, кажется, я ничего не забыл! Хотя проще, по-моему, все же запомнить список N 1. Из принципиально важного в списке N 2 еще раз отмечу воду.

Давайте тренироваться!

Пример 2. Составьте полное ионное уравнение, описывающие взаимодействие гидроксида меди (II) и соляной кислоты.

Решение. Начнем, естественно, с молекулярного уравнения. Гидроксид меди (II) – нерастворимое основание. Все нерастворимые основания реагируют с сильными кислотами с образованием соли и воды:

Cu(OH)2 + 2HCl = CuCl2 + 2H2O.

Нерастворимые основания записывают в молекулярной форме. HCl – сильная кислота, в растворе практически полностью диссоциирует на ионы. CuCl2 – растворимая соль. Записываем в ионной форме.

Вода – только в виде молекул! Получаем полное ионное уравнение:

Сu(OH)2 + 2H+ + 2Cl- = Cu2++ 2Cl- + 2H2O.

Пример 3. Составьте полное ионное уравнение реакции диоксида углерода с водным раствором NaOH.

Решение. Диоксид углерода – типичный кислотный оксид, NaOH – щелочь. При взаимодействии кислотных оксидов с водными растворами щелочей образуются соль и вода. Составляем молекулярное уравнение реакции (не забывайте, кстати, о коэффициентах):

CO2 + 2NaOH = Na2CO3 + H2O.

CO2 – оксид, газообразное соединение; сохраняем молекулярную форму. NaOH – сильное основание (щелочь); записываем в виде ионов. Na2CO3 – растворимая соль; пишем в виде ионов. Вода – слабый электролит, практически не диссоциирует; оставляем в молекулярной форме. Получаем следующее:

СO2 + 2Na+ + 2OH- = Na2++ CO32- + H2O.

Пример 4. Сульфид натрия в водном растворе реагирует с хлоридом цинка с образованием осадка. Составьте полное ионное уравнение данной реакции.

Решение. Сульфид натрия и хлорид цинка – это соли. При взаимодействии этих солей выпадает осадок сульфида цинка:

Na2S + ZnCl2 = ZnS↓ + 2NaCl.

Я сразу запишу полное ионное уравнение, а вы самостоятельно проанализируете его:

2Na+ + S2- + Zn2+ + 2Cl- = ZnS↓ + 2Na+ + 2Cl-.

Предлагаю вам несколько заданий для самостоятельной работы и небольшой тест.

Упражнение 4. Составьте молекулярные и полные ионные уравнения следующих реакций:

1. NaOH + HNO3 =
2. H2SO4 + MgO =
3. Ca(NO3)2 + Na3PO4 =
4. CoBr2 + Ca(OH)2 =

Упражнение 5. Напишите полные ионные уравнения, описывающие взаимодействие: а) оксида азота (V) с водным раствором гидроксида бария, б) раствора гидроксида цезия с иодоводородной кислотой, в) водных растворов сульфата меди и сульфида калия, г) гидроксида кальция и водного раствора нитрата железа (III).

В следующей части статьи мы научимся составлять краткие ионные уравнения и разберем большое количество примеров. Кроме того, мы обсудим специфические особенности задания 31, которое вам предстоит решать на ЕГЭ по химии.

Продолжение статьи →

Источник: http://www.repetitor2000.ru/ionnye_uravnenija_01.html

Урок 13. Составление химических уравнений – HIMI4KA

Архив уроков › Основные законы химии

В уроке 13 «Составление химических уравнений» из курса «Химия для чайников» рассмотрим для чего нужны химические уравнения; научимся уравнивать химические реакции, путем правильной расстановки коэффициентов. Данный урок потребует от вас знания химических основ из прошлых уроков. Обязательно прочитайте об элементном анализе, где подробно рассмотрены эмпирические формулы и анализ химических веществ.

Химическое уравнение

В результате реакции горения метана CH4 в кислороде O2 образуются диоксид углерода CO2 и вода H2O. Эта реакция может быть описана химическим уравнением:

Попробуем извлечь из химического уравнения больше сведений, чем просто указание продуктов и реагентов реакции.

Химичекое уравнение (1) является НЕполным и потому не дает никаких сведений о том, сколько молекул O2 расходуется в расчете на 1 молекулу CH4 и сколько молекул CO2 и H2O получается в результате.

Для того, чтобы завершить составление химического уравнения (1), нужно помнить одно простое правило: в левой и правой частях уравнения должно присутствовать одинаковое число атомов каждого сорта, поскольку в ходе химической реакции не возникает новых атомов и не происходит уничтожение имевшихся. Данное правило основывается на законе сохранения массы, который мы рассмотрели в начале главы.

Уравнивание химических реакций

Уравнивание химических реакций нужно для того, чтобы из простого химического уравнения получить полное.

Итак, перейдем к непосредственному уравниванию реакции (1): еще раз взгляните на химическое уравнение, в точности на атомы и молекулы в правой и левой части.

Нетрудно заметить, что в реакции участвуют атомы трех сортов: углерод C, водород H и кислород O. Давайте подсчитаем и сравним количество атомов каждого сорта в правой и левой части химического уравнения.

Начнем с углерода. В левой части один атом С входит в состав молекулы CH4, а в правой части один атом С входит в состав CO2. Таким образом в левой и в правой части количество атомов углерода совпадает, поэтому его мы оставляем в покое. Но для наглядности поставим коэффициент 1 перед молекулами с углеродом, хоть это и не обязательно:

• 1CH4 + O2 → 1CO2 + H2O (2)

Затем переходим к подсчету атомов водорода H.

В левой части присутствуют 4 атома H (в количественном смысле H4 = 4H) в составе молекулы CH4, а в правой – всего 2 атома H в составе молекулы H2O, что в два раза меньше чем в левой части химического уравнения (2). Будем уравнивать! Для этого поставим коэффициент 2 перед молекулой H2O. Вот теперь у нас и в реагентах и в продуктах будет по 4 молекулы водорода H:

• 1CH4 + O2 → 1CO2 + 2H2O (3)

Обратите свое внимание, что коэффициент 2, который мы записали перед молекулой воды H2O для уравнивания водорода H, увеличивает в 2 раза все атомы, входящие в ее состав, т.е 2H2O означает 4H и 2O.

Ладно, с этим вроде бы разобрались, осталось подсчитать и сравнить количество атомов кислорода O в химическом уравнении (3). Сразу бросается в глаза, что в левой части атомов O ровно в 2 раза меньше чем в правой.

Теперь-то вы уже и сами умеете уравнивать химические уравнения, поэтому сразу запишу финальный результат:

• 1CH4 + 2O2 → 1CO2 + 2H2O или СH4 + 2O2 → CO2 + 2H2O (4)

Как видите, уравнивание химических реакций не такая уж и мудреная штука, и важна здесь не химия, а математика. Уравнение (4) называется полным уравнением химической реакции, потому что в нем соблюдается закон сохранения массы, т.е.

число атомов каждого сорта, вступающих в реакцию, точно совпадает с числом атомов данного сорта по завершении реакции. В каждой части этого полного химического уравнения содержится по 1 атому углерода, по 4 атома водорода и по 4 атома кислорода.

Однако стоит понимать пару важных моментов: химическая реакция — это сложная последовательность отдельных промежуточных стадий, и потому нельзя к примеру истолковывать уравнение (4) в том смысле, что 1 молекула метана должна одновременно столкнуться с 2 молекулами кислорода.

Процессы происходящие при образовании продуктов реакции гораздо сложнее. Второй момент: полное уравнение реакции ничего не говорит нам о ее молекулярном механизме, т.е о последовательности событий, которые происходят на молекулярном уровне при ее протекании.

Коэффициенты в уравнениях химических реакций

Еще один наглядный пример того, как правильно расставить коэффициенты в уравнениях химических реакций: Тринитротолуол (ТНТ) C7H5N3O6 энергично соединяется с кислородом, образуя H2O, CO2 и N2. Запишем уравнение реакции, которое будем уравнивать:

• C7H5N3O6 + O2 → CO2 + H2O + N2 (5)

Проще составлять полное уравнение, исходя из двух молекул ТНТ, так как в левой части содержится нечетное число атомов водорода и азота, а в правой — четное:

• 2C7H5N3O6 + O2 → CO2 + H2O + N2 (6)

Тогда ясно, что 14 атомов углерода, 10 атомов водорода и 6 атомов азота должны превратиться в 14 молекул диоксида углерода, 5 молекул воды и 3 молекулы азота:

• 2C7H5N3O6 + O2 → 14CO2 + 5H2O + 3N2 (7)

Теперь в обеих частях содержится одинаковое число всех атомов, кроме кислорода. Из 33 атомов кислорода, имеющихся в правой части уравнения, 12 поставляются двумя исходными молекулами ТНТ, а остальные 21 должны быть поставлены 10,5 молекулами O2. Таким образом полное химическое уравнение будет иметь вид:

• 2C7H5N3O6 + 10,5O2 → 14CO2 + 5H2O + 3N2 (8)

Можно умножить обе части на 2 и избавиться от нецелочисленного коэффициента 10,5:

• 4C7H5N3O6 + 21O2 → 28CO2 + 10H2O + 6N2 (9)

Но этого можно и не делать, поскольку все коэффициенты уравнения не обязательно должны быть целочисленными. Правильнее даже составить уравнение, исходя из одной молекулы ТНТ:

• C7H5N3O6 + 5,25O2 → 7CO2 + 2,5H2O + 1,5N2 (10)

Полное химическое уравнение (9) несет в себе много информации. Прежде всего оно указывает исходные вещества — реагенты, а также продукты реакции.

Кроме того, оно показывает, что в ходе реакции индивидуально сохраняются все атомы каждого сорта.

Есть еще одна фишка. При помощи таблицы Менделеева определяем молекулярные массы всех этих веществ:

• C7H5N3O6 = 227,13 г/моль
• O2 = 31,999 г/моль
• CO2 = 44,010 г/моль
• H2O = 18,015 г/моль
• N2 = 28,013 г/моль

Теперь уравнение 9 укажет еще, что 4·227,13 г = 908,52 г ТНТ требуют для осуществления полной реакции 21·31,999 г = 671,98 г кислорода и в результате образуется 28·44,010 г = 1232,3 г CO2, 10·18,015 г = 180,15 г H2O и 6·28,013 г = 168,08 г N2. Проверим, выполняется ли в этой реакции закон сохранения массы:

Но необязательно в химической реакции должны участвовать индивидуальные молекулы. Например, реакция известняка CaCO3 и соляной кислоты HCl, с образованием водного раствора хлорида кальция CaCl2 и диоксида углерода CO2:

• CaCO3 + 2HCl → CaCl2 + CO2 + H2O (11)

Химическое уравнение (11) описывает реакцию карбоната кальция CaCO3 (известняка) и хлористоводородной кислоты HCl с образованием водного раствора хлорида кальция CaCl2 и диоксида углерода CO2. Это уравнение полное, так как число атомов каждого сорта в его левой и правой частях одинаково.

Смысл этого уравнения на макроскопическом (молярном) уровне таков: 1 моль или 100,09 г CaCO3 требует для осуществления полной реакции 2 моля или 72,92 г HCl, в результате чего получается по 1 молю CaCl2 (110,99 г/моль), CO2 (44,01 г/моль) и H2O (18,02 г/моль). По этим численным данным нетрудно убедиться, что в данной реакции выполняется закон сохранения массы.

Интерпретация уравнения (11) на микроскопическом (молекулярном) уровне не столь очевидна, поскольку карбонат кальция представляет собой соль, а не молекулярное соединение, а потому нельзя понимать химическое уравнение (11) в том смысле, что 1 молекула карбоната кальция CaCO3 реагирует с 2 молекулами HCl. Тем более молекула HCl в растворе вообще диссоциирует (распадается) на ионы H+ и Cl—. Таким образом более правильным описанием того, что происходит в этой реакции на молекулярном уровне, дает уравнение:

• CaCO3(тв.) + 2H+(водн.) → Ca2+(водн.) + CO2(г.) + H2O(ж.) (12)

Здесь в скобках сокращенно указано физическое состояние каждого сорта частиц (тв. — твердое, водн. — гидратированный ион в водном растворе, г. — газ, ж. — жидкость).

Уравнение (12) показывает, что твердый CaCO3 реагирует с двумя гидратированными ионами H+, образуя при этом положительный ион Ca2+, CO2 и H2O. Уравнение (12) как и другие полные химические уравнения не дает представления о молекулярном механизме реакции и менее удобно для подсчета количества веществ, однако, оно дает лучшее описание происходящего на микроскопическом уровне.

Закрепите полученные знания о составлении химических уравнений, самостоятельно разобрав пример с решением:

Надеюсь из урока 13 «Составление химических уравнений» вы узнали для себя что-то новое. Если у вас возникли вопросы, пишите их в комментарии.

Источник: https://himi4ka.ru/arhiv-urokov/urok-13-sostavlenie-himicheskih-uravnenij.html

Ионные уравнения

Статьи

Основное общее образование

Линия УМК В. В. Лунина. Химия (8-9)

Химия

Ионные уравнения — неотъемлемая часть сложной и интересной химической науки. Такие уравнения позволяют наглядно увидеть, какие ионы вступают в химические превращения. В виде ионов записывают вещества, которые подвергаются электролитической диссоциации. Разберем историю вопроса, алгоритм составления ионных уравнений и примеры задач.

06 июня 2019

Еще древние алхимики, проводя нехитрые химические реакции в поисках философского камня и записывая в толстые фолианты результаты своих исследований, использовали определенные знаки для химических веществ.

У каждого ученого была своя система, что неудивительно: каждый хотел защитить свои тайные знания от происков завистников и конкурентов. И лишь в VIII веке появляются единые обозначения для некоторых элементов.

В 1615 году Жан Бегун в своей книге «Начала химии», что по праву считается одним из первых учебников в этом разделе естествознания, предложил использовать условные обозначения для записи химических уравнений.

И лишь в 1814 году шведский химик Йонс Якоб Берцелиус создал систему химических символов на основе одной или двух первых букв латинского названия элемента, подобную той, с которой ученики знакомятся на уроках.

В восьмом классе (параграф 12, учебник «Химия. 8 класс» под редакцией В.В. Еремина) ребята научились составлять молекулярные уравнения реакций, где и реагенты, и продукты реакций представлены в виде молекул.

Аррениус в результате своих экспериментов выяснил, что растворы некоторых веществ проводят электрический ток. И доказал, что вещества, обладающие электропроводностью, в растворах находятся в виде ионов: положительно заряженных катионов и отрицательно заряженных анионов. И именно эти заряженные частицы вступают в реакции.

ЧТО ТАКОЕ ИОННЫЕ УРАВНЕНИЯ

Ионные уравнения реакций — это химические равенства, в которых вещества, вступающие в реакцию, и продукты реакций обозначены в виде диссоциированных ионов. Уравнения данного типа подходят для записи химических реакций замещения и обмена в растворах.

Ионные уравнения — неотъемлемая часть сложной и интересной химической науки. Такие уравнения позволяют наглядно увидеть, какие ионы вступают в химические превращения.

В виде ионов записывают вещества, которые подвергаются электролитической диссоциации (тема подробно разбирается в параграфе 10, учебник «Химия. 9 класс» под редакцией В.В. Еремина).

В виде молекул записывают газы, вещества, выпадающие в осадок, и слабые электролиты, которые практически не диссоциируют. Газы обозначаются стрелкой вверх (↑), субстанции, выпадающие в осадок, стрелкой вниз (↓).

ОСОБЕННОСТИ ИОННЫХ УРАВНЕНИЙ

1. Реакции ионного обмена, в отличие от окислительно-восстановительных реакций, протекают без нарушения валентности веществ, вступающих в химические превращения.

 — окислительно-восстановительная реакция

 — реакция ионного обмена

2. Реакции между ионами протекают при условии образования в ходе реакции плохорастворимого осадка, выделения летучего газа или образования слабых электролитов.

CuCl2 + 2NaOH = Cu(OH)2↓ + 2NaCl

Na2CO3 + 2HCl = 2NaCl + CO2↑+ H2O

Удивительно, что реакции обмена могут проходить даже с нерастворимыми солями слабых кислот. В этом случае сильная кислота вытесняет слабую из ее солей. В качестве примера можно привести сокращенное ионное уравнение разведения карбоната кальция в сильных кислотах.

АЛГОРИТМ СОСТАВЛЕНИЯ ИОННОГО УРАВНЕНИЯ

1. Записываем молекулярное уравнение химического процесса.

   H2SO4 + KOH = K2SO4 + H2O

2. Балансируем молекулярное уравнение с помощью коэффициентов.

   Чтобы правильно сбалансировать равенство, нужно вспомнить закон сохранения массы веществ (параграф 12, «Химия. 8 класс» под редакцией В.В. Еремина), согласно которому в ходе химических превращений новые атомы не появляются, а старые не разрушаются. Т.е. число атомов в продуктах реакции равно числу атомов в исходных веществах. Помним, что водород и кислород уравниваем в последнюю очередь.

   H2SO4 + 2KOH = K2SO4 + 2H2O

3. Определяем, какие вещества в химической реакции диссоциируют, т.е. распадаются на ионы.

   Записываем в виде ионов:

   • растворимые соли;
   • сильные кислоты (H2SO4, HNO3, HCl и др.);
   • растворимые в воде основания.

   Записываем в виде молекул:

   • нерастворимые соли;
   • слабые кислоты, щелочи, вода;
   • оксиды;
   • газы;
   • простые вещества;
   • большинство органических соединений.

   Если есть сомнения в растворимости реагента или продукта реакции, можно проверить по специальной таблице, которая является справочным материалом, ей можно пользоваться на различных экзаменах.

   В таблице, помимо растворимости соединений, представлены также заряды катионов и анионов, участвующих в реакциях.

4. Определяем многоатомные ионы.

   Это необходимо сделать, т.к. данные соединения не разлагаются на отдельные атомы и имеют свой заряд. Чаще всего в химических превращениях участвуют следующие многоатомные ионы: 

5. Записываем равенство таким образом, чтобы все диссоциирующие субстанции были представлены в виде катионов и анионов.

   Проверяем, чтобы уравнение было сбалансировано, т.е. количество различных атомов в частях с реагентами и продуктами реакции совпадало.

   На данном этапе мы получили полное ионное уравнение.

6. Вычеркиваем идентичные ионы в обеих частях равенства, т.е. катионы и анионы с одинаковыми нижними индексами и зарядами, и переписываем равенство без данных ионов.

   2H + 2OH = 2H2O

   Проверяем, чтобы количество атомов элементов совпадало в правой и левой частях уравнения. Таким образом получаем краткое ионное уравнение.

Задача 1

Выясните, произойдет ли химическое взаимодействие между растворами гидроксида калия и хлорида аммония. (Записать для реакции молекулярное, полное ионное и сокращенное ионное уравнение.)

1. Записываем молекулярное уравнение, проверяем коэффициенты.

   KOH + NH4Cl = KCl + NH4OH

   Помним, что гидроксид аммония — нестабильное соединение и разлагается на аммиак и воду.

   Записываем окончательное уравнение:

   KOH (p) + NH4Cl (p) = KCl (p) + NH3↑+ H2O

   NB! Благодаря летучести и резкому раздражающему запаху 3%-й раствор NH3 называется «нашатырный спирт» и используется в медицине.

2. Подсматривая в таблицу растворимости, помечаем полное ионное уравнение, не забывая о зарядах ионов.

3. Вычеркивая идентичные катионы и анионы в обеих частях реакции, составляем краткое ионное уравнение.

4. Делаем вывод: химическая реакция между гидроксидом калия и хлоридом аммония протекает с образованием воды и выделением аммиака — летучего газа с резким запахом.

Задача 2

А сейчас выполним задание из учебника «Химия. 9 класс» под редакцией В.В. Еремина.

Налейте в пробирку 1 мл раствора карбоната натрия и аккуратно прилейте к нему пару капелек соляной кислоты.

Что происходит?

Составьте уравнение реакции, напишите полное и сокращенное ионные уравнения.

1. Записываем реакцию в молекулярном виде, расставляем коэффициенты, если это необходимо.

   Na2CO3 + 2HCl = 2NaCl + H2O + CO2

2. Подсматривая в таблицу растворимости, записываем полное ионное уравнение, не забывая отмечать заряды ионов.

3. Вычеркивая одинаковые катионы и анионы в правой и левой частях равенства, составляем краткое ионное уравнение.

   Вопрос «Что происходит?» остался без ответа. К сожалению, в домашних условиях этот опыт осуществить трудновато, так как стиральной содой уже давно никто не пользуется, да и соляную кислоту в аптеке уже не продают. Но примерно такой же визуальный эффект можно наблюдать, если смешать раствор пищевой соды с раствором уксусной кислоты.

#ADVERTISING_INSERT#

Источник: https://rosuchebnik.ru/material/ionnye-uravneniya/