Équations de réaction ionique. Solutions électrolytiques
Dans les solutions électrolytiques, des réactions se produisent entre les ions hydratés, c'est pourquoi on les appelle réactions ioniques. Dans leur direction, la nature et la force de la liaison chimique dans les produits de réaction sont importantes. En règle générale, l'échange dans des solutions électrolytiques entraîne la formation d'un composé doté d'une liaison chimique plus forte. Ainsi, lorsque des solutions de sels de chlorure de baryum BaCl 2 et de sulfate de potassium K 2 SO 4 interagissent, le mélange contiendra quatre types d'ions hydratés Ba 2 + (H 2 O)n, Cl - (H 2 O)m, K + ( H 2 O) p, SO 2 -4 (H 2 O)q, entre lesquels la réaction se produira selon l'équation :
BaCl 2 +K 2 SO 4 =BaSO 4 +2КCl
Le sulfate de baryum va précipiter sous forme de précipité, dans les cristaux dont la liaison chimique entre les ions Ba 2+ et SO 2- 4 est plus forte que la liaison avec les molécules d'eau qui les hydratent. La connexion entre les ions K+ et Cl - ne dépasse que légèrement la somme de leurs énergies d'hydratation, la collision de ces ions n'entraînera donc pas la formation d'un précipité.
Nous pouvons donc tirer la conclusion suivante. Des réactions d'échange se produisent lors de l'interaction de tels ions, dont l'énergie de liaison dans le produit de réaction est bien supérieure à la somme de leurs énergies d'hydratation.
Les réactions d'échange d'ions sont décrites par des équations ioniques. Les composés peu solubles, volatils et légèrement dissociés sont écrits sous forme moléculaire. Si, lors de l'interaction des solutions électrolytiques, aucun des types de composés indiqués ne se forme, cela signifie que pratiquement aucune réaction ne se produit.
Formation de composés peu solubles
Par exemple, l'interaction entre le carbonate de sodium et le chlorure de baryum sous la forme d'une équation moléculaire s'écrira comme suit :
Na 2 CO 3 + BaCl 2 = BaCO 3 + 2NaCl ou sous la forme :
2Na + +CO 2- 3 +Ba 2+ +2Сl - = BaCO 3 + 2Na + +2Сl -
Seuls les ions Ba 2+ et CO -2 ont réagi, l'état des ions restants n'a pas changé, donc la courte équation ionique prendra la forme :
CO 2- 3 +Ba 2+ =BaCO 3
Formation de substances volatiles
L'équation moléculaire de l'interaction du carbonate de calcium et de l'acide chlorhydrique s'écrira comme suit :
CaCO 3 +2HCl=CaCl 2 +H 2 O+CO 2
L'un des produits de réaction - le dioxyde de carbone CO 2 - a été libéré de la sphère de réaction sous forme de gaz. L'équation ionique développée est :
CaCO 3 +2H + +2Cl - = Ca 2+ +2Cl - +H 2 O+CO 2
Le résultat de la réaction est décrit par la courte équation ionique suivante :
CaCO 3 +2H + =Ca 2+ +H 2 O+CO 2
Formation d'un composé légèrement dissocié
Un exemple d'une telle réaction est toute réaction de neutralisation, entraînant la formation d'eau, un composé légèrement dissocié :
NaOH+HCl=NaCl+H 2 O
Na + +OH-+H + +Cl - = Na + +Cl - +H 2 O
OH-+H+=H 2 O
De la brève équation ionique, il s’ensuit que le processus s’exprime dans l’interaction des ions H+ et OH-.
Les trois types de réactions se déroulent de manière irréversible jusqu'à leur achèvement.
Si vous fusionnez des solutions, par exemple, de chlorure de sodium et de nitrate de calcium, alors, comme le montre l'équation ionique, aucune réaction ne se produira, car aucun précipité, aucun gaz ou composé peu dissociable n'est formé :
A l'aide du tableau de solubilité, nous établissons que AgNO 3, KCl, KNO 3 sont des composés solubles, AgCl est une substance insoluble.
On compose l'équation ionique de la réaction en tenant compte de la solubilité des composés :
Une brève équation ionique révèle l'essence de la transformation chimique en cours. On peut voir que seuls les ions Ag+ et Cl - ont réellement participé à la réaction. Les ions restants sont restés inchangés.
Exemple 2. Composez une équation moléculaire et ionique pour la réaction entre : a) le chlorure de fer (III) et l'hydroxyde de potassium ; b) sulfate de potassium et iodure de zinc.
a) Nous composons l'équation moléculaire de la réaction entre FeCl 3 et KOH :
A l'aide du tableau de solubilité, nous établissons que parmi les composés résultants, seul l'hydroxyde de fer Fe(OH) 3 est insoluble. On compose l'équation ionique de la réaction :
L'équation ionique montre que les coefficients de 3 dans l'équation moléculaire s'appliquent également aux ions. C'est une règle générale pour écrire des équations ioniques. Représentons l'équation de la réaction sous forme ionique courte :
Cette équation montre que seuls les ions Fe3+ et OH- ont participé à la réaction.
b) Créons une équation moléculaire pour la deuxième réaction :
K 2 SO 4 + ZnI 2 = 2KI + ZnSO 4
Du tableau de solubilité, il s'ensuit que les composés de départ et résultants sont solubles, la réaction est donc réversible et n'atteint pas son terme. En effet, aucun précipité, aucun composé gazeux, ou composé légèrement dissocié ne se forme ici. Créons une équation ionique complète pour la réaction :
2K + +SO 2- 4 +Zn 2+ +2I - + 2K + + 2I - +Zn 2+ +SO 2- 4
Exemple 3. En utilisant l'équation ionique : Cu 2+ +S 2- -= CuS, créez une équation moléculaire pour la réaction.
L'équation ionique montre que sur le côté gauche de l'équation, il doit y avoir des molécules de composés contenant des ions Cu 2+ et S 2-. Ces substances doivent être solubles dans l'eau.
Selon le tableau de solubilité, nous sélectionnerons deux composés solubles, parmi lesquels le cation Cu 2+ et l'anion S 2-. Créons une équation moléculaire pour la réaction entre ces composés :
CuSO 4 +Na 2 S CuS+Na 2 SO 4
SO 4 2- + Ba 2+ → BaSO 4 ↓
Algorithme:
Nous sélectionnons un contre-ion pour chaque ion à l'aide du tableau de solubilité pour obtenir une molécule neutre - un électrolyte fort.
1. Na 2 SO 4 + BaCl 2 → 2 NaCl + BaSO 4
2. BaI 2 + K 2 SO 4 → 2KI + BaSO 4
3. Ba(NO 33) 2 + (NH 4) 2 SO 4 → 2 NH 4 NO 3 + BaSO 4
Équations ioniques complètes :
1. 2 Na + + SO 4 2- + Ba 2- + 2 Cl‾ → 2 Na + + 2 Cl‾ + BaSO 4
2. Ba 2+ + 2 I‾ + 2 K + + SO 4 2- → 2 K + + 2 I‾ + BaSO 4
3. Ba 2+ + 2 NO 3 ‾ + 2 NH 4 + + SO 4 2- → 2 NH 4 + + 2 NO 3 ‾ + BaSO 4
Conclusion: De nombreuses équations moléculaires peuvent être écrites dans une seule équation courte.
THÈME 9. HYDROLYSE DU SEL
Hydrolyse des sels – réaction d’échange d’ions du sel avec l’eau, conduisant à
du grec « hydro » à la formation d’un électrolyte faible (ou
Eau, «lyse» - d'une base faible ou d'un acide faible) et changement-
décomposition en fonction de l'environnement de la solution.
Tout sel peut être représenté comme le produit de l'interaction d'une base avec
acide.
Fort Faible Fort Faible peut se former
1. LiOH NH 4 OH ou 1. H 2 SO 4 tout le reste - 1. Base forte et
2. NaOH NH 3 · H 2 O 2. HNO 3 avec un acide faible.
3. KOH tout le reste - 3. HCl 2. Base faible et
4. RbOH 4. Acide fort HBr.
5. CsOH 5. HI 3. Base faible et
6. FrOH 6. HClO 4 acide faible.
7. Ca(OH) 2 4. Base forte et
8. Acide fort Sr(OH) 2.
9. Ba(OH)2
COMPILATION D'ÉQUATIONS D'HYDROLYSE IONIQUE-MOLÉCULAIRE.
SOLUTION DES PROBLÈMES TYPIQUES SUR LE THÈME : « HYDROLYSE DU SEL »
Tâche n°1.
Élaborer des équations moléculaires ioniques pour l'hydrolyse du sel Na 2 CO 3.
Exemple d'algorithme
1. Créez une équation disso
cation du sel en ions. Na 2 CO 3 → 2Na + + CO 3 2- Na + → NaOH - fort
2. Analyser comment CO 3 2- →H 2 CO 3 est faible
Base et quel acide
c'est là que se forme le sel. produit
3. Conclure quel type d'hydrolyse
électrolyte blanc – produit
hydrolyse.
4. Écrivez les équations hydrolytiques
Je mets en scène.
A) composer un I ionique court. a) CO 3 2- + H + │OH ‾ HCO 3 ‾ + OH~
équation, déterminer l'environnement
solution. pH>7, environnement alcalin
B) former un ionique complet b) 2Na + +CO 3 2- +HOH Na + +HCO 3 ‾ +Na + +OH ‾
équation, sachant que la molécule
la – chalumeau électriquement neutre
stitsa, ramassage pour tout le monde
ion contre-ion.
B) constituent une molécule c) Na 2 CO 3 + HOH NaHCO 3 + NaOH
équation d'hydrolyse.
L'hydrolyse se déroule par étapes si la base faible est un polyacide et l'acide faible est un polybasique.
Stade II (voir algorithme ci-dessus NaHCO 3 Na + + HCO 3 ‾
1, 2, 3, 4a, 4b, 4c). II. a) HCO 3 ‾ + HOH H 2 CO 3 + OH ‾
B) Na + + HCO 3 ‾ H 2 CO 3 + Na + + OH ‾
B) NaHCO 3 + HOH H 2 CO 3 + NaOH
Conclusion: les sels formés de bases fortes et d'acides faibles subissent une hydrolyse partielle (au niveau de l'anion), le milieu de la solution est alcalin (pH>7).
Tâche n°2.
Établir des équations moléculaires ioniques pour l'hydrolyse du sel de ZnCl 2.
ZnCl 2 → Zn 2+ + 2 Cl ‾ Zn 2+ → Zn(OH) 2 – base faible
Cl ‾ → HCl – acide fort
I. a) Zn 2+ + H + /OH ‾ ZnOH + + H+ environnement acide, pH<7
B) Zn 2+ + 2 Cl ‾ + HOH ZnOH + + Cl ‾ + H + + Cl ‾
B) ZnCl 2 + HOH ZnOHCl + HCl
II. a) ZnOH + + HOH Zn(OH) 2 + H +
B) ZnOH + + Cl ‾ + HOH Zn(OH) 2 + H + + Cl ‾
B) ZnOHCl + HOH Zn(OH) 2 + HCl
Conclusion: les sels formés de bases faibles et d'acides forts subissent une hydrolyse partielle (par cation), le milieu de la solution est acide.
Tâche n°3.
Élaborer des équations moléculaires ioniques pour l'hydrolyse du sel Al 2 S 3.
Al 2 S 3 → 2 Al 3+ + 3 S 2- Al 3+ → Al(OH) 3 – base faible
S 2- → H 2 S – acide faible
a), b) 2 Al 3+ + 3 S 2- + 6 HOH → 2 Al(OH) 3 ↓ + 3 H 2 S
c) Al 2 S 3 + 6 H 2 O → 2 Al(OH) 3 + 3 H 2S S
Conclusion: les sels formés de bases faibles et d'acides faibles subissent une hydrolyse complète (irréversible), le milieu de la solution est proche du neutre.
Instructions
Sur le côté gauche de l’équation, écrivez les substances impliquées dans la réaction chimique. On les appelle « matières premières ». Sur le côté droit, respectivement, se trouvent les substances formées (« produits de réaction »).
Le nombre d’atomes de tous les éléments des côtés gauche et droit de la réaction doit être . Si nécessaire, « équilibrez » la quantité en sélectionnant des coefficients.
Lorsque vous écrivez une équation pour une réaction chimique, assurez-vous d’abord que cela est possible. Autrement dit, son apparition ne contredit pas les règles et propriétés physiques et chimiques connues des substances. Par exemple, la réaction :
NaI + AgNO3 = NaNO3 + AgI
Elle se déroule rapidement et complètement ; au cours de la réaction, un précipité jaune clair insoluble d'iodure d'argent se forme. Et la réaction inverse :
AgI + NaNO3 = AgNO3 + NaI - est impossible, bien que cela soit écrit dans les symboles corrects et que le nombre d'atomes de tous les éléments sur les côtés gauche et droit soit le même.
Écrivez l'équation sous sa forme « complète », c'est-à-dire en utilisant leurs formules moléculaires. Par exemple, la réaction de formation d'un précipité sulfate :
BaCl2 + Na2SO4 = 2NaCl + BaSO4
Ou vous pouvez écrire la même réaction sous forme ionique :
Ba 2+ + 2Cl- + 2Na+ + SO4 2- = 2Na+ + 2Cl- + BaSO4
De la même manière, vous pouvez écrire l’équation d’une autre réaction sous forme ionique. N'oubliez pas que chaque molécule d'une substance soluble (dissociante) est écrite sous forme ionique, les ions identiques sur les côtés gauche et droit de l'équation sont exclus.
Une tangente à une courbe est une droite qui est adjacente à cette courbe en un point donné, c'est-à-dire qu'elle la traverse de telle manière que dans une petite zone autour de ce point, il est possible de remplacer la courbe par un segment de la tangente sans grande perte de précision. Si cette courbe est le graphique d'une fonction, alors la tangente à celle-ci peut être construite à l'aide d'une équation spéciale.
Instructions
Disons que vous avez un graphique d'une fonction. À travers deux points situés dessus, une ligne droite peut être tracée. Une telle ligne coupant le graphique d’une fonction donnée en deux points est appelée sécante.
Si, en laissant le premier point en place, vous déplacez progressivement le deuxième point dans sa direction, alors la sécante commencera progressivement à tourner, tendant vers une position spécifique. Finalement, lorsque les deux points fusionneront en un seul, la sécante s'ajustera parfaitement au vôtre en ce point unique. Sinon, la sécante se transformera en tangente.
Toute ligne inclinée (c'est-à-dire non verticale) sur le plan de coordonnées est un graphique de l'équation y = kx + b. La sécante passant par les points (x1, y1) et (x2, y2) doit donc satisfaire les conditions :
kx1 + b = y1, kx2 + b = y2.
En résolvant ce système de deux équations linéaires, on obtient : kx2 - kx1 = y2 - y1. Ainsi k = (y2 - y1)/(x2 - x1).
Lorsque la distance entre x1 et x2 tend vers zéro, les différences se transforment en différentiels. Ainsi, dans l'équation de la tangente passant par le point (x0, y0), le coefficient k sera égal à ∂y0/∂x0 = f′(x0), c'est-à-dire la valeur de la dérivée de la fonction f( x) au point x0.
Pour connaître le coefficient b, on substitue la valeur déjà calculée de k dans l'équation f′(x0)*x0 + b = f(x0). En résolvant cette équation pour b, nous obtenons que b = f(x0) - f′(x0)*x0.
A titre d'exemple, considérons l'équation de la tangente à la fonction f(x) = x^2 au point x0 = 3. La dérivée de x^2 est égale à 2x. L’équation tangente prend donc la forme :
y = 6*(x - 3) + 9 = 6x - 9.
L'exactitude de cette équation est facile
Équilibrez l’équation moléculaire complète. Avant d’écrire l’équation ionique, l’équation moléculaire originale doit être équilibrée. Pour ce faire, il faut placer les coefficients appropriés devant les composés, afin que le nombre d'atomes de chaque élément du côté gauche soit égal à leur nombre du côté droit de l'équation.
- Écrivez le nombre d'atomes de chaque élément des deux côtés de l'équation.
- Ajoutez des coefficients devant les éléments (sauf l'oxygène et l'hydrogène) afin que le nombre d'atomes de chaque élément sur les côtés gauche et droit de l'équation soit le même.
- Équilibrez les atomes d’hydrogène.
- Équilibrez les atomes d’oxygène.
- Comptez le nombre d'atomes de chaque élément des deux côtés de l'équation et assurez-vous qu'il est le même.
- Par exemple, après avoir équilibré l’équation Cr + NiCl 2 --> CrCl 3 + Ni, nous obtenons 2Cr + 3NiCl 2 --> 2CrCl 3 + 3Ni.
Déterminez dans quel état se trouve chaque substance qui participe à la réaction. Cela peut souvent être jugé par les conditions du problème. Certaines règles permettent de déterminer dans quel état se trouve un élément ou une connexion.
Déterminez quels composés se dissocient (séparent en cations et anions) en solution. Lors de la dissociation, un composé se décompose en composants positifs (cation) et négatifs (anion). Ces composants entreront alors dans l’équation ionique de la réaction chimique.
Calculez la charge de chaque ion dissocié. N'oubliez pas que les métaux forment des cations chargés positivement et que les atomes non métalliques se transforment en anions négatifs. Déterminez les charges des éléments à l’aide du tableau périodique. Il est également nécessaire d'équilibrer toutes les charges dans des composés neutres.
Réécrivez l'équation de manière à ce que tous les composés solubles soient séparés en ions individuels. Tout ce qui se dissocie ou s'ionise (comme les acides forts) se divisera en deux ions distincts. Dans ce cas, la substance restera à l'état dissous ( rr). Vérifiez que l'équation est équilibrée.
- Les solides, les liquides, les gaz, les acides faibles et les composés ioniques peu solubles ne changeront pas d’état et ne se sépareront pas en ions. Laissez-les tels quels.
- Les composés moléculaires se disperseront simplement dans la solution et leur état passera à dissous ( rr). Il existe trois composés moléculaires qui Pas entrera dans l'état ( rr), c'est CH 4( G) , C 3 H 8 ( G) et C8H18( et) .
- Pour la réaction considérée, l'équation ionique complète s'écrira sous la forme suivante : 2Cr ( TV) + 3Ni 2+ ( rr) + 6Cl - ( rr) --> 2Cr 3+ ( rr) + 6Cl - ( rr) + 3Ni ( TV) . Si le chlore ne fait pas partie du composé, il se décompose en atomes individuels, nous avons donc multiplié le nombre d'ions Cl par 6 des deux côtés de l'équation.
Combinez les mêmes ions sur les côtés gauche et droit de l’équation. Vous ne pouvez rayer que les ions qui sont complètement identiques des deux côtés de l'équation (ayant les mêmes charges, indices, etc.). Réécrivez l'équation sans ces ions.
- Dans notre exemple, les deux côtés de l'équation contiennent 6 ions Cl -, qui peuvent être barrés. Ainsi, on obtient une courte équation ionique : 2Cr ( TV) + 3Ni 2+ ( rr) --> 2Cr 3+ ( rr) + 3Ni ( TV) .
- Vérifiez le résultat. Les charges totales des côtés gauche et droit de l’équation ionique doivent être égales.
Puisque les électrolytes en solution sont sous forme d'ions, les réactions entre solutions de sels, de bases et d'acides sont des réactions entre ions, c'est-à-dire réactions ioniques. Certains des ions participant à la réaction conduisent à la formation de nouvelles substances (substances peu dissociables, précipitations, gaz, eau), tandis que d'autres ions présents dans la solution ne produisent pas de nouvelles substances, mais restent dans la solution. Afin de montrer quelle interaction ionique conduit à la formation de nouvelles substances, des équations ioniques moléculaires, complètes et brèves sont établies.
DANS équations moléculaires Toutes les substances se présentent sous forme de molécules. Équations ioniques complètes afficher la liste complète des ions présents dans la solution lors d’une réaction donnée. Brèves équations ioniques sont composés uniquement de ces ions dont l'interaction conduit à la formation de nouvelles substances (substances faiblement dissociées, sédiments, gaz, eau).
Lors de la composition de réactions ioniques, il ne faut pas oublier que les substances sont légèrement dissociées (électrolytes faibles), légèrement et peu solubles (précipité - " N”, “M.», voir annexe, tableau 4) et les gazeux s'écrivent sous forme de molécules. Les électrolytes forts, presque complètement dissociés, se présentent sous forme d'ions. Le signe «↓» après la formule d'une substance indique que cette substance est éliminée de la sphère de réaction sous forme de précipité, et le signe «» indique que la substance est éliminée sous forme de gaz.
La procédure de composition d'équations ioniques à l'aide d'équations moléculaires connues Regardons l'exemple de la réaction entre des solutions de Na 2 CO 3 et HCl.
1. L'équation de la réaction s'écrit sous forme moléculaire :
Na 2 CO 3 + 2HCl → 2NaCl + H 2 CO 3
2. L'équation est réécrite sous forme ionique, avec des substances bien dissociées écrites sous forme d'ions, et des substances mal dissociées (y compris l'eau), des gaz ou des substances peu solubles - sous forme de molécules. Le coefficient devant la formule d'une substance dans une équation moléculaire s'applique également à chacun des ions qui composent la substance, et il est donc placé avant l'ion dans l'équation ionique :
2 Na + + CO 3 2- + 2H + + 2Cl -<=>2Na + + 2Cl - + CO 2 + H 2 O
3. Des deux côtés de l'égalité, les ions trouvés dans les côtés gauche et droit sont exclus (réduits) :
2Na++ CO 3 2- + 2H + + 2Cl -<=> 2Na+ + 2Cl -+ CO 2 + H 2 O
4. L'équation ionique s'écrit sous sa forme finale (équation ionique courte) :
2H + + CO3 2-<=>CO2 + H2O
Si, au cours de la réaction, des substances légèrement dissociées et/ou peu solubles et/ou gazeuses et/ou de l'eau se forment et qu'il n'y a pas de tels composés dans les substances de départ, alors la réaction sera pratiquement irréversible (→) et une formule moléculaire peut être compilé pour cela, une équation ionique complète et brève. Si de telles substances sont présentes à la fois dans les réactifs et dans les produits, alors la réaction sera réversible (<=>):
Équation moléculaire: CaCO3 + 2HCl<=>CaCl 2 + H 2 O + CO 2
Équation ionique complète: CaCO3 + 2H + + 2Cl –<=>Ca 2+ + 2Cl – + H 2 O + CO 2
