1. Нерастворимые в воде соединения (простые вещества, оксиды, некоторые кислоты, основания и соли) не диссоциируют.
2. В реакциях используют растворы веществ, поэтому даже малорастворимые вещества находятся в растворах в виде ионов.
3. Если малорастворимое вещество образуется в результате реакции, то при записи ионного уравнения его считают нерастворимым.
4. Сумма электрических зарядов ионов в левой и в правой части уравнения должна быть одинаковой.
Порядок составления ионных уравнений реакции
1. Записывают молекулярное уравнение реакции MgCl2 + 2AgNO3 ® 2AgCl + Mg(NO3)2
2. Определяют растворимость каждого из веществ с помощью таблицы растворимости
p | p | H | p | |||
MgCl2 | + | 2AgNO3 | ® | 2AgCl | + | Mg(NO3)2 |
3. Записывают уравнения диссоциации растворимых в воде исходных веществ и продуктов реакции: MgCl2 «Mg2+ + 2Cl-
AgNO3 «Ag+ + NO3-
Mg(NO3)2 «Mg2+ + 2NO3-
4. Записывают полное ионное уравнение реакции
Mg2+ + 2Cl- + 2Ag+ + 2NO3- ® 2AgCl¯ + Mg2+ + 2NO3-
5. Составляют сокращенное ионное уравнение, сокращая одинаковые ионы с обеих сторон:
Mg2+ + 2Cl- + 2Ag+ + 2NO3- ® 2AgCl¯ + Mg2+ + 2NO3-
Ag+ + Cl- ® AgCl¯
Условия необратимости реакций ионного обмена
1. Если образуется осадок (¯) (смотри таблицу растворимости)
Pb(NO3)2 + 2KI ® PbI2¯ + 2KNO3
Pb2+ + 2I- ® PbI2¯
2. Если выделяется газ ()
Na2CO3 + H2SO4 ® Na2SO4 + H2O + CO2
CO32- + 2H+ ® H2O + CO2
3. Если образуется малодиссоциированное вещество (H2O)
Ca(OH)2 + 2HNO3 ® Ca(NO3)2 + 2H2O
H+ + OH- ® H2O
4. Если образуются комплексные соединения (малодиссоциированные комплексные ионы)
CuSO4 • 5H2O + 4NH3 ® [Cu(NH3)4]SO4 + 5H2O
Cu2+ + 4NH3 ® [Cu(NH3)4]2+
В тех случаях, когда нет ионов, которые могут связываться между собой с образованием осадка, газа, малодиссоциированных соединений (H2O) или комплексных ионов реакции обмена обратимы «.
Ионное произведение воды
Вода является слабым электролитом и в незначительной степени диссоциирует на ионы по реакции:
H2O «H+ + OH-
K = ([H+][OH-]) / [H2O] = 1,8 • 10-16 (при 22°С)
В знаменателе дроби - концентрация недиссоциированных молекул воды, которую можно считать постоянной и определить в 1 л, приняв массу 1 л воды за 1000 г.
[H2O] = 1000 / 18 = 55,56 молей
Тогда
K = ([H+][OH-]) / 55,56 = 1,8 • 10-16
или ([H+][OH -] = 1 • 10-14 (ионное произведение воды)
PH раствора
Величина pH используется для характеристики кислотности раствора. Если концентрация ионов водорода равна [H+], то pH = -lg [H+]
В чистой воде [H+] = [OH-] = 10-7
В кислых растворах [H+] > [OH-] и pH < 7
например, в 10-3 М растворе HCl
pH = 3
В щелочных растворах [H+] < [OH-] и pH > 7
например, в 10-2 М растворе NaOH
pOH = -lg2 • 10-2 = 2 - lg2 = 1,7
pH = 14 - pOH = 14 - 1,7 = 12,3
В 19
Определение гидролиза
Гидролиз - это химическая реакция ионного обмена между водой и растворённым в ней веществом с образованием слабого электролита. (В общем случае обменное взаимодействие растворённого вещества с растворителем носит название - сольволиз).
В большинстве случаев гидролиз сопровождается изменением pH раствора.
Большинство реакций гидролиза - обратимы:
Pb(NO3)2 + H2O «Pb(OH)(NO3) + HNO3
Na2HPO4 + H2O «NaH2PO4 + NaOH
Некоторые реакции гидролиза протекают необратимо:
Al2S3 + 6H2O «2Al(OH)3¯ + 3H2S
Причиной гидролиза является взаимодействие ионов соли с молекулами воды из гидратной оболочки с образованием малодиссоциированных соединений или ионов.
Способность солей подвергаться гидролизу зависит от двух факторов:
a. свойств ионов, образующих соль;
b. внешних факторов.