Примеры составления ионных уравнений.

Методы выражения состава смесей

1. Массовая толика (процентная концентрация раствора) – отношение массы растворенного вещества к массе всего раствора:

m (вещества)

ω = ̶̶ ̶̶ ̶̶ ̶̶ ̶̶ ̶̶ ̶̶ ̶̶ ̶̶ ̶̶ ̶̶ ̶̶ ̶̶ ̶̶ ̶̶ ̶̶ ̶̶ ̶̶ ̶̶ · 100%

m (раствора)

2. Молярная концентрация – указывает количество растворенного вещества в 1 л раствора.

n (в-ва)

С = ̶̶ ̶̶ ̶̶ ̶̶ ̶̶ ̶̶ ̶̶ ̶̶ ̶̶ ̶̶ ̶̶ ̶̶ ̶̶ ̶̶ ̶̶ ̶̶ ̶̶ ̶̶ ̶̶

V(р-ра)(л)

К примеру, если в 1 л раствора содержится 1 моль вещества, то таковой раствор именуют одномолярным и Примеры составления ионных уравнений. обозначают 1М. Размерность молярной концентрации – моль/л

Теория электролитической диссоциации

Электролиты – это вещества, смеси и расплавы которых проводят электронный ток. Частички, которые проводят ток в растворе – это ионы. Они образуются из жестких веществ при их растворении.

Ионы – заряженные частички: Cl-, Cu2+, NO3-

Катионы – ионы с зарядом+

Анионы – ионы с зарядом Примеры составления ионных уравнений. –

Характеристики ионов очень очень отличаются от параметров атомов, из которых они образовались!!!

Процесс распада электролитов на ионы в процессе растворения либо расплавления именуется ЭЛЕКТРОЛИТИЧЕСКОЙ ДИССОЦИАЦИЕЙ.

Кэлектролитам относятся:

1) вещества, имеющие ионную кристаллическую решетку (соли, гидроксиды) – содержат ионы уже в твёрдом состоянии;

2) вещества с ковалентной очень полярной связью(кислоты), в Примеры составления ионных уравнений. процессе растворения образующие ионы.

Неэлектролитами является большая часть органических веществ, (не считая кислот и солей, также оксибензолов): спирты, эфиры, альдегиды, углеводороды, углеводы.


Как происходит процесс растворения электролита?

Разглядим этот процесс на примере растворения поваренной соли и соляной кислоты. Молекулы воды являются дипольными, т.е. один конец молекулы заряжен Примеры составления ионных уравнений. негативно, другой – положительно.

Молекула воды отрицательным полюсом подходит к иону натрия, положительным – к иону хлора; окружают ионы со всех боков и вырывают из кристалла, причём только с его поверхности. Свободные ионы, оказавшиеся в аква растворе, окружаются полярными молекулами воды: вокруг ионов появляется гидратная оболочка, т.е. протекает процесс гидратации.

При Примеры составления ионных уравнений. растворении молекулы с ковалентной полярной связью, молекулы воды, окружив полярную молекулу, поначалу растягивают связь в ней, увеличивая её полярность, потом разрывают её на ионы, которые гидратируются и умеренно распределяются в растворе.

При расплавлении, когда происходит нагревание кристалла, ионы начинают совершать насыщенные колебания в узлах кристаллической решётки, в итоге Примеры составления ионных уравнений. чего она разрушается, появляется расплав, который состоит из ионов.

Чертой глубины протекания процесса диссоциации является степень диссоциации.

Степень диссоциации – это отношение числа продиссоциировавших молекул к общему числу молекул растворённого электролита. Она указывает, какая часть молекул электролита распалась на ионы.

N (продисс)

α =̶̶ ̶̶ ̶̶ ̶̶ ̶̶ ̶̶ ̶̶ ̶̶ ̶̶ ̶̶ ̶̶ ̶̶ ̶̶ ̶̶ ̶̶ ̶̶ ̶̶ ̶̶ ̶̶

N (общ)

Если степень диссоциации равна 0 – вещество не Примеры составления ионных уравнений. является электролитом.

Степень диссоциации веществ – величина, зависящая от разных причин:

· чем выше температура, тем степень диссоциации выше;

· чем больше концентрация вещества, тем степень диссоциации меньше.

По степени диссоциации электролиты делят на сильные и слабенькие:

Сильные электролиты(α≈1) Слабенькие электролиты(α < 1)
1. Все соли (растворимые). Нерастворимые соли фактически не образуют ионов в растворе Примеры составления ионных уравнений.. 1.-
2. Кислоты: HCl, HBr, HI, HNO3, HClO4, HMnO4, H2SO4(по первой ступени) 2. Кислоты: HF, HNO2, HClO, H2SO3, H2S, H2CO3, H2SiO3, H3PO4, СН3СООН
3. Основания: щелочи – NaOH, KOH, LiOH, RbOH, CsOH; гидроксиды щелочноземельных металлов – Ca(OH)2, Sr(OH)2, Ba(OH)2. 3. Основания: все нерастворимые гидроксиды и Примеры составления ионных уравнений. гидроксид аммония.

Процесс диссоциации можно записать последующим образом:

1. Если электролит – сильный, он диссоциирует на сто процентов в ОДНУ СТУПЕНЬ, все молекулы преобразуются в ионы:

Cu(NO3)2 à Cu2+ + 2NO3- (α=1)

KAl(SO4)2 à K+ + Al3+ +2SO42- (α=1)

2. Если электролит – слабенький, он диссоциирует по ступеням, не на сто процентов, степень диссоциации на каждой последующей ступени еще меньше Примеры составления ионных уравнений., чем на предшествующей:

H2S ⇄ H+ + HS- (α<1) HS- ⇄ H+ + S2- (α<<1)

Mg(OH)2 ⇄ Mg(OH) + OH-( α<1) Mg(OH)+ ⇄ Mg2+ + OH- (α<<1)

3. Если в составе вещества есть связи различных типов, то поначалу диссоциируют ионные связи, потом более полярные:

NaHCO3 à Na+ + HCO3- (α=1) HCO3- ⇄ H+ + CO32- (α < 1)

Cu(OH)Cl à CuOH+ + Cl- (α=1) CuOH+ ⇄ Cu Примеры составления ионных уравнений.2+ + OH- (α< 1)

Реакции ионного обмена

Реакции ионного обмена – это реакции меж сложными субстанциями в смесях, в итоге которых реагирующие вещества обмениваются своими составными частями. Потому что в этих реакциях происходит обмен ионами – они именуются ионными.

Правило Бертолле

Реакции обмена в смесях электролитов вероятны только тогда, когда в итоге реакции появляется Примеры составления ионных уравнений. или жесткое малорастворимое вещество, или газообразное, или малодиссоциирующее, другими словами слабенький электролит.

Примеры: ZnO + Н2SО4 = ZnSО4 + Н2О,

AgNО3 + КВr = АgВr↓ + КNО3,

СrСl3 + 3NаОН = Сr(ОН)3↓+ 3NаСl

К2СО3 + 2НСl = 2КСl +Н2О + СО2

Составление уравнений реакций ионного обмена:

1.Записываем молекулярное уравнение реакции, не запамятывая расставить коэффициенты: 3NaOH + FeCl Примеры составления ионных уравнений.3 = Fe(OH)3 + 3NaCl
2.При помощи таблицы растворимости определяем растворимость каждого вещества. Подчеркнем вещества, которые мы не будем представлять в виде ионов. р р нр 3NaOH + FeCl3= Fe(OH)3 ¯+ 3NaCl
3.Составляем полное ионное уравнение. Сильные электролиты записывают в виде ионов, а слабенькие электролиты, плохорастворимые вещества и газообразные вещества записывают Примеры составления ионных уравнений. в виде молекул. 3Na+ + 3OH- + Fe3+ + 3Cl- = = Fe(OH)3 + 3Na+ + 3Cl-
4.Находим схожие ионы (они не приняли роли в реакции в левой и правой частях уравнения реакции) и сокращаем их слева и справа. 3Na+ + 3OH- + Fe3+ + 3Cl- = = Fe(OH)3+ 3Na+ + 3Cl-
5.Составляем итоговое сокращенное ионное уравнение (выписываем формулы ионов Примеры составления ионных уравнений. либо веществ, которые приняли роль в реакции). Fe3+ + 3OH- = Fe(OH)3

В виде ионов не представляют:

1. Неэлектролиты (оксиды, обыкновенные вещества);

2. Осадки; газы; воду; слабенькие электролиты (кислоты и основания);

3. Анионы кислотных остатков кислых солей слабеньких кислот (НСО3-, Н2РО4- и т.п.) и катионы главных солей слабеньких оснований Al(OH)2+.

Примеры Примеры составления ионных уравнений. составления ионных уравнений.

Пример 1. Сульфид цинка + соляная кислота à

Составим уравнение реакции и проверим растворимость всех веществ. Увидим, что сульфид цинка нерастворим.

н р р р

ZnS + 2HCl à ZnCl2 + H2S - молекулярная форма

Почему эта реакция протекает до конца? В ней выделяется газ сероводород, который мы тоже не будем разбивать на Примеры составления ионных уравнений. ионы.

ZnS+2H++2Cl-àZn2++2Cl-+ H2S-полное ионно-молекулярное уравнение

Сокращаем те ионы, которые не поменялись в процессе реакции – это только хлорид-ионы.

ZnS+2H+àZn2++ H2S- сокращенное ионное уравнение

Пример 2. Гидрокарбонат калия + гидроксид калия à

р р р

KHCO3 + KOH à K2CO3 + H2O

Вспомним, что кислые анионы слабеньких кислот Примеры составления ионных уравнений. являются слабенькими электролитами и на ионы не разбиваются:

К+ +НСО3-+ К++ОН- à 2K+ + CO32- + H2O

И сейчас сокращаем: НСО3-+ ОН- à CO32- + H2O


primernaya-programma-naimenovanie-disciplini-kormlenie-zhivotnih-rekomenduetsya-dlya-napravleniya-podgotovki-111100-zootehniya.html
primernaya-programma-naimenovanie-disciplini-mikrobiologiya-i-immunologiya-rekomenduetsya-dlya-napravleniya-podgotovki-111100-zootehniya.html
primernaya-programma-naimenovanie-disciplini-parazitologiya-i-invazionnie-bolezni-rekomenduetsya-dlya-napravleniya-podgotovki-specialnosti.html