Электролиты и ионные уравнения

9 заданий

Сильные и слабые электролиты

Начнём с наблюдения: раствор соли проводит электрический ток, а раствор сахара — нет. Различие связано с наличием в растворе подвижных ионов. Вещества, растворы которых проводят ток благодаря ионам, называют электролитами. В 1887 году Сванте Аррениус объяснил проводимость растворов солей, кислот и оснований электролитической диссоциацией — образованием ионов при растворении этих веществ в воде.

history_eduНизкая оценка диссертации Аррениуса

Аррениус изложил идею диссоциации в докторской диссертации 1884 года в Уппсале. Профессора оценили работу низшим проходным баллом: существование в растворе отдельных ионов натрия казалось им невероятным, поскольку металлический натрий бурно реагирует с водой. Однако ион натрия и атом металлического натрия обладают разными свойствами. Идею Аррениуса поддержали Вильгельм Оствальд и Якоб Вант-Гофф. В 1903 году Аррениус получил Нобелевскую премию за теорию электролитической диссоциации.

Электролиты различаются тем, какая часть растворённого вещества распадается на ионы. Степенью диссоциации \(\alpha\) называют долю растворённого вещества, распавшуюся на ионы. Если диссоциация происходит практически полностью, электролит называют сильным; если на ионы распадается лишь небольшая часть вещества — слабым.

С этим различием связаны два способа описывать состав раствора. Формальная концентрация вещества показывает, сколько вещества было взято для приготовления раствора, независимо от его последующей диссоциации. Концентрация частиц относится к отдельным видам частиц в готовом растворе — ионам и недиссоциировавшим молекулам. Поэтому по одной лишь формальной концентрации слабого электролита нельзя определить концентрации его ионов: необходимо учитывать степень диссоциации.

Сильные электролиты (\(\alpha \approx 1\))	Слабые электролиты (\(\alpha \ll 1\)); отдельно указана кислота средней силы
К сильным кислотам относятся \(\ce{HCl}\), \(\ce{HBr}\), \(\ce{HI}\), \(\ce{HNO3}\), \(\ce{HClO4}\) и \(\ce{H2SO4}\) (первая ступень диссоциации).	К слабым кислотам относятся \(\ce{HF}\), \(\ce{H2S}\), \(\ce{H2CO3}\), \(\ce{HNO2}\), \(\ce{H2SO3}\) и \(\ce{CH3COOH}\); \(\ce{H3PO4}\) — кислота средней силы.
Сильными электролитами являются щёлочи \(\ce{NaOH}\), \(\ce{KOH}\) и \(\ce{Ba(OH)2}\).	К слабым электролитам относятся \(\ce{NH3*H2O}\) и малорастворимые гидроксиды.
Сильными электролитами являются почти все растворимые соли.	К слабым электролитам относятся \(\ce{HgCl2}\), \(\ce{CdI2}\) и вода.

Силу электролита не следует путать с растворимостью. \(\ce{BaSO4}\) почти не растворяется в воде, но растворившаяся часть практически полностью существует в виде ионов. Напротив, хлорид ртути(II) растворяется в воде, однако значительная часть растворённого вещества остаётся в виде \(\ce{HgCl2}\).

auto_awesomeЛампочка в растворе

В школьном опыте электроды, соединённые с лампочкой, опускают в раствор. В соляной кислоте лампа горит ярко, в уксусной кислоте той же концентрации — тускло, а в дистиллированной воде не загорается. Если к уксусной кислоте добавить раствор аммиака, в котором лампа тоже горит тускло, её свечение становится ярким. При взаимодействии веществ образуется ацетат аммония — соль, которая в растворе является сильным электролитом.

Ионные уравнения

Поскольку растворимые сильные электролиты находятся в растворе преимущественно в виде ионов, уравнение реакции обмена можно записать с указанием этих ионов. В полном ионном уравнении показаны все частицы, участвующие в реакции. Чтобы получить сокращённое ионное уравнение, из обеих частей полного уравнения исключают одинаковые ионы. Такая запись позволяет выделить химическое превращение, общее для разных реакций.

При составлении ионных уравнений соблюдают следующие правила:

Растворимые сильные электролиты записывают в виде отдельных ионов.
Осадки, газы, слабые электролиты, воду, оксиды и простые вещества записывают формулами веществ.
Одинаковые ионы в левой и правой частях уравнения называют ионами-наблюдателями и сокращают.
В полученном уравнении проверяют число атомов каждого элемента и суммарный электрический заряд в обеих частях.

edit_noteВзаимодействие карбоната кальция с соляной кислотой

Сначала записывают молекулярное уравнение: \(\ce{CaCO3 + 2HCl -> CaCl2 + H2O + CO2 ^}\). Затем растворимые сильные электролиты представляют в виде ионов и получают полное ионное уравнение: \(\ce{CaCO3 + 2H+ + 2Cl- -> Ca^2+ + 2Cl- + H2O + CO2 ^}\). Нерастворимый карбонат кальция при этом записывают формулой вещества. После сокращения ионов-наблюдателей остаётся уравнение \(\ce{CaCO3 + 2H+ -> Ca^2+ + H2O + CO2 ^}\).

Некоторые сокращённые ионные уравнения встречаются особенно часто. По ним удобно распознавать образование воды, газа или характерного осадка.

scienceРаспространённые сокращённые ионные уравнения

\(\ce{H+ + OH- -> H2O}\) — описывает реакцию сильной кислоты со щёлочью, если остальные ионы не образуют осадка.
\(\ce{Ba^2+ + SO4^2- -> BaSO4 v}\) — при взаимодействии ионов бария с сульфат-ионами образуется осадок; это качественная реакция на сульфат-ион.
\(\ce{CO3^2- + 2H+ -> H2O + CO2 ^}\) — при взаимодействии растворимого карбоната с кислотой выделяется углекислый газ.
\(\ce{Fe^3+ + 3OH- -> Fe(OH)3 v}\) — при взаимодействии ионов железа(III) с гидроксид-ионами образуется бурый осадок.
\(\ce{NH4+ + OH- ->[t] NH3 ^ + H2O}\) — при нагревании раствора соли аммония со щёлочью выделяется аммиак; эту реакцию используют для обнаружения иона аммония.
\(\ce{Ag+ + Cl- -> AgCl v}\) — при взаимодействии ионов серебра с хлорид-ионами образуется белый творожистый осадок.

errorОдно сокращённое уравнение описывает разные реакции

Уравнение \(\ce{H+ + OH- -> H2O}\) описывает взаимодействие \(\ce{HCl + NaOH}\) и \(\ce{HNO3 + KOH}\). Однако им нельзя ограничиться при записи реакции \(\ce{H2SO4 + Ba(OH)2}\), поскольку в ней также выпадает \(\ce{BaSO4}\). Оно не описывает и взаимодействие \(\ce{CH3COOH + NaOH}\): уксусная кислота является слабым электролитом, поэтому её записывают формулой вещества.

Когда реакция обмена идёт

Теперь можно определить, произойдёт ли реакция обмена при смешивании веществ. Реакция идёт, если взаимодействующие ионы образуют осадок, газ или слабый электролит. В результате уменьшается количество свободных ионов, которые могли бы вновь образовать исходные вещества. Этот признак реакции обмена известен как правило Бертолле (Клод Луи Бертолле, 1801). Возможны следующие случаи:

Образуется осадок, например \(\ce{BaSO4}\), \(\ce{AgCl}\) или \(\ce{CaCO3}\).
Выделяется газ, например \(\ce{CO2}\), \(\ce{H2S}\), \(\ce{NH3}\) при нагревании или \(\ce{SO2}\).
Образуется слабый электролит, например \(\ce{H2O}\), слабая кислота или \(\ce{NH3*H2O}\).

Если смешать растворы \(\ce{KNO3}\) и \(\ce{NaCl}\), ни одно из этих условий не выполняется. В растворе остаются ионы растворённых солей, поэтому сокращённое ионное уравнение составить нельзя: реакции обмена нет.

Важный частный случай реакций обмена — вытеснение кислот из их солей. Сильная кислота может вытеснить слабую, если выполняются условия протекания реакции. При нагревании существенна также летучесть продуктов: нелетучая кислота вытесняет летучую, поскольку та удаляется из смеси. Например, концентрированная серная кислота вытесняет хлороводород из поваренной соли, и хлороводород выделяется в виде газа.

scienceРеакции вытеснения

\(\ce{NaCl (тв) + H2SO4 (конц) ->[t] NaHSO4 + HCl ^}\) — при нагревании поваренной соли с концентрированной серной кислотой выделяется летучий хлороводород.
\(\ce{KNO3 (тв) + H2SO4 (конц) ->[t] KHSO4 + HNO3 ^}\) — при нагревании селитры с концентрированной серной кислотой получают азотную кислоту; это старинный способ получения «селитряного спирта».
\(\ce{NaBr + H3PO4 ->[t] NaH2PO4 + HBr ^}\) — для получения бромоводорода используют фосфорную кислоту, поскольку серная кислота окислила бы бромоводород до брома.
\(\ce{Na2SiO3 + CO2 + H2O -> Na2CO3 + H2SiO3 v}\) — угольная кислота, хотя и слабая, вытесняет из силиката ещё более слабую кремниевую кислоту, которая выпадает в виде студенистого осадка.
\(\ce{FeS + 2HCl -> FeCl2 + H2S ^}\) — при взаимодействии сульфида железа(II) с соляной кислотой выделяется сероводород; реакция \(\ce{CuS + HCl}\) не идёт, поскольку \(\ce{CuS}\) слишком малорастворим (урок 2).
\(\ce{Ca3(PO4)2 + 3H2SO4 -> 3CaSO4 v + 2H3PO4}\) — серная кислота вытесняет фосфорную кислоту из фосфата кальция; эту реакцию используют для промышленного получения фосфорной кислоты.
\(\ce{Na2CO3 + SiO2 ->[t] Na2SiO3 + CO2 ^}\) — при сплавлении, наоборот, нелетучий кремнезём вытесняет летучий углекислый газ из карбоната.

push_pinГлавное

Сильные электролиты — сильные кислоты, щёлочи и почти все растворимые соли — в растворе практически полностью распадаются на ионы. Слабые электролиты, в том числе \(\ce{CH3COOH}\), \(\ce{NH3*H2O}\), \(\ce{H2S}\), \(\ce{HF}\) и вода, диссоциируют лишь частично. Поэтому формальную концентрацию вещества следует отличать от концентраций отдельных частиц в растворе. В ионных уравнениях растворимые сильные электролиты записывают в виде ионов, а осадки, газы, слабые электролиты и воду — формулами веществ. Реакция обмена идёт, если образуется осадок, газ или слабый электролит; по этому признаку, известному как правило Бертолле, можно предсказать её протекание.

Закрепите теорию: 9 заданий с проверкой и подсказками, урок зачитывается от 70 %.