1.4.6. Реакции ионного обмена.
Реакции ионного обмена — реакции в водных растворах между электролитами, протекающие без изменений степеней окисления образующих их элементов.
Необходимым условием протекания реакции между электролитами (солями, кислотами и основаниями) является образование малодиссоциирующего вещества (вода, слабая кислота, гидроксид аммония), осадка или газа.
Расcмотрим реакцию, в результате которой образуется вода. К таким реакциям относятся все реакции между любой кислотой и любым основанием. Например, взаимодействие азотной кислоты с гидроксидом калия:
HNO3 + KOH = KNO3 + H2O (1)
Исходные вещества, т.е. азотная кислота и гидроксид калия, а также один из продуктов, а именно нитрат калия, являются сильными электролитами, т.е. в водном растворе они существуют практически только в виде ионов. Образовавшаяся вода относится к слабым электролитам, т.е. практически не распадается на ионы. Таким образом, более точно переписать уравнение выше можно, указав реальное состояние веществ в водном растворе, т.е. в виде ионов:
H+ + NO3− + K+ + OH‑ = K+ + NO3− + H2O (2)
Как можно заметить из уравнения (2), что до реакции, что после в растворе находятся ионы NO3− и K+ . Другими словами, по сути, нитрат-ионы и ионы калия никак не участвовали в реакции. Реакция произошла только благодаря объединению частиц H+ и OH− в молекулы воды. Таким образом, произведя алгебраически сокращение одинаковых ионов в уравнении (2):
H+ + NO3− + K+ + OH‑ = K+ + NO3− + H2O
мы получим:
H+ + OH‑ = H2O (3)
Уравнения вида (3) называют сокращенными ионными уравнениями, вида (2) — полными ионными уравнениями, а вида (1) — молекулярными уравнениями реакций.
Фактически ионное уравнение реакции максимально отражает ее суть, именно то, благодаря чему становится возможным ее протекание. Следует отметить, что одному сокращенному ионному уравнению могут соответствовать множество различных реакций. Действительно, если взять, к примеру, не азотную кислоту, а соляную, а вместо гидроксида калия использовать, скажем, гидроксид бария, мы имеем следующее молекулярное уравнение реакции:
2HCl+ Ba(OH)2 = BaCl2 + 2H2O
Соляная кислота, гидроксид бария и хлорид бария являются сильными электролитами, то есть существуют в растворе преимущественно в виде ионов. Вода, как уже обсуждалось выше, – слабый электролит, то есть существует в растворе практически только в виде молекул. Таким образом, полное ионное уравнение данной реакции будет выглядеть следующим образом:
2H+ + 2Cl− + Ba2+ + 2OH− = Ba2+ + 2Cl− + 2H2O
Сократим одинаковые ионы слева и справа и получим:
2H+ + 2OH− = 2H2O
Разделив и левую и правую часть на 2, получим:
H+ + OH− = H2O,
Полученное сокращенное ионное уравнение полностью совпадает с сокращенными ионным уравнением взаимодействия азотной кислоты и гидроксида калия.
При составлении ионных уравнений в виде ионов записывают только формулы:
1) сильных кислот (HCl, HBr, HI, H2SO4, HNO3, HClO4 ) (список сильных кислот надо выучить!)
2) сильных оснований (гидроксиды щелочных (ЩМ) и щелочно-земельных металлов(ЩЗМ))
3) растворимых солей
В молекулярном виде записывают формулы:
1) Воды H2O
2) Слабых кислот (H2S, H2CO3, HF, HCN, CH3COOH (и др. практически все органические)).
3) Слабых оcнований («NH4OH» и практически все гидроксиды металлов кроме ЩМ и ЩЗМ.
4) Малорастворимых солей (↓) («М» или «Н» в таблице растворимости).
5) Оксидов (и др. веществ, не являющихся электролитами).
Попробуем записать уравнение между гидроксидом железа (III) и серной кислотой. В молекулярном виде уравнение их взаимодействия записывается следующим образом:
2Fe(OH)3+ 3H2SO4 = Fe2(SO4)3 + 6H2O
Гидроксиду железа (III) соответствует в таблице растворимости обозначение «Н», что говорит нам о его нерастворимости, т.е. в ионном уравнении его надо записывать целиком, т.е. как Fe(OH)3 . Серная кислота растворима и относится к сильным электролитам, то есть существует в растворе преимущественно в продиссоциированном состоянии. Сульфат железа (III), как и практически все другие соли, относится к сильным электролитам, и, поскольку он растворим в воде, в ионном уравнении его нужно писать в виде ионов. Учитывая все вышесказанное, получаем полное ионное уравнение следующего вида:
2Fe(OH)3 + 6H+ + 3SO42- = 2Fe3+ + 3SO42- + 6H2O
Сократив сульфат-ионы слева и справа, получаем:
2Fe(OH)3 + 6H+ = 2Fe3+ + 6H2O
разделив обе части уравнения на 2 получаем сокращенное ионное уравнение:
Fe(OH)3 + 3H+ = Fe3+ + 3H2O
Теперь давайте рассмотрим реакцию ионного обмена, в результате которой образуется осадок. Например, взаимодействие двух растворимых солей :
Na2CO3 + CaCl2 = CaCO3↓+ 2NaCl
Все три соли – карбонат натрия, хлорид кальция, хлорид натрия и карбонат кальция (да-да, и он тоже) – относятся к сильным электролитам и все, кроме карбоната кальция, растворимы в воде, т.е. есть участвуют в данной реакции в виде ионов:
2Na+ + CO32- + Ca2+ + 2Cl− = CaCO3↓+ 2Na+ + 2Cl−
Сократив одинаковые ионы слева и справа в данном уравнении, получим сокращенное ионное:
CO32- + Ca2+ = CaCO3↓
Последнее уравнение отображает причину взаимодействия растворов карбоната натрия и хлорида кальция. Ионы кальция и карбонат-ионы объединяются в нейтральные молекулы карбоната кальция, которые, соединяясь друг с другом, порождают мелкие кристаллы осадка CaCO3 ионного строения.
Примечание важное для сдачи ЕГЭ по химии
Чтобы реакция соли1 с солью2 протекала, помимо базовых требований к протеканиям ионных реакций (газ, осадок или вода в продуктах реакции), на такие реакции накладывается еще одно требование – исходные соли должны быть растворимы. То есть, например,
CuS + Fe(NO3)2 ≠ FeS + Cu(NO3)2
реакция не идет, хотя FeS – потенциально мог бы дать осадок, т.к. нерастворим. Причина того что реакция не идет – нерастворимость одной из исходных солей (CuS).
А вот, например,
Na2CO3 + CaCl2 = CaCO3↓+ 2NaCl
протекает, так как карбонат кальция нерастворим и исходные соли растворимы.
То же самое касается взаимодействия солей с основаниями. Помимо базовых требований к протеканию реакций ионного обмена, для того чтобы соль с основанием реагировали необходима растворимость их обоих. Таким образом:
Cu(OH)2 + Na2S – не протекает,
т.к. Cu(OH)2 нерастворим, хотя потенциальный продукт CuS был бы осадком.
А вот реакция между NaOH и Cu(NO3)2 протекает, так оба исходных вещества растворимы и дают осадок Cu(OH)2:
2NaOH + Cu(NO3)2 = Cu(OH)2 ↓+ 2NaNO3
Внимание! Ни в коем случае не распространяйте требование растворимости исходных веществ дальше реакций соль1+ соль2 и соль + основание.
Например, с кислотами выполнение этого требования не обязательно. В частности, все растворимые кислоты прекрасно реагируют со всеми карбонатами, в том числе нерастворимыми.
Другими словами:
1) Соль1+ соль2 — реакция идет если исходные соли растворимы, а в продуктах есть осадок
2) Соль + гидроксид металла – реакция идет, если в исходные вещества растворимы и в продуктах есть осадок или гидроксид аммония.
Рассмотрим третье условие протекания реакций ионного обмена – образование газа. Строго говоря, только в результате ионного обмена образование газа возможно лишь в редких случаях, например, при образовании газообразного сероводорода:
K2S + 2HBr = 2KBr + H2S↑
В большинстве же остальных случаев газ образуется в результате разложения одного из продуктов реакции ионного обмена. Например, нужно точно знать в рамках ЕГЭ, что с образованием газа в виду неустойчивости разлагаются такие продукты, как H2CO3, «NH4OH» и H2SO3:
H2CO3 = H2O + CO2 ↑
«NH4OH» = H2O + NH3 ↑
H2SO3 = H2O + SO2 ↑
(«NH4OH» — такая запись формулы в кавычках подразумевает, что в реальности вещества с такой формулой не существует. Формула используется для большей простоты промежуточных записей. В реальности вместо «гидроксида аммония» правильнее писать формулу гидрата аммиака NH3·H2O).
Другими словами, если в результате ионного обмена образуются угольная кислота, гидроксид аммония или сернистая кислота, реакция ионного обмена протекает благодаря образованию газообразного продукта:
Na2CO3 + H2SO4 = Na2SO4 + H2O + CO2 ↑
NH4NO3 + KOH = KNO3 + H2O + NH3 ↑
Na2SO3 + 2HCl = 2NaCl + H2O + SO2 ↑
Запишем ионные уравнения для всех указанных выше реакций, приводящих к образованию газов. 1) Для реакции:
K2S + 2HBr = 2KBr + H2S↑
В ионном виде будут записываться сульфид калия и бромид калия, т.к. являются растворимыми солями, а также бромоводородная кислота, т.к. относится к сильным кислотам. Сероводород же, являясь малорастворимым и плохо диссоциирцющим на ионы газом, запишется в молекулярном виде:
2K+ + S2- + 2H+ + 2Br— = 2K+ + 2Br— + H2S↑
Сократив одинаковые ионы получаем:
S2- + 2H+ = H2S↑
2) Для уравнения:
Na2CO3 + H2SO4 = Na2SO4 + H2O + CO2 ↑
В ионном виде запишутся Na2CO3, Na2SO4 как хорошо растворимые соли и H2SO4 как сильная кислота. Вода является малодиссоциирующим веществом, а CO2 и вовсе неэлектролит, поэтому их формулы будут записываться в молекулярном виде:
2Na+ + CO32- + 2H + + SO42- = 2Na+ + SO42 + H2O + CO2 ↑
CO32- + 2H + = H2O + CO2↑
3) для уравнения:
NH4NO3 + KOH = KNO3 + H2O + NH3↑
Молекулы воды и аммиака запишутся целиком, а NH4NO3, KNO3 и KOH запишутся в ионном виде , т.к. все нитраты являются хорошо растворимыми солями, а KOH является гидроксидом щелочного металла, т.е. сильным основанием:
NH4+ + NO3−+ K+ + OH− = K+ + NO3− + H2O + NH3↑
NH4+ + OH− = H2O + NH3↑
Для уравнения:
Na2SO3 + 2HCl = 2NaCl + H2O + SO2 ↑
Полное и сокращенное уравнение будут иметь вид:
2Na+ + SO32- + 2H+ + 2Cl− = 2Na+ + 2Cl− + H2O + SO2 ↑
SO32- + 2H+ = H2O + SO2 ↑
Тонкости взаимодействия кислых солей (в частности, гидрокарбонатов, дигидрофосфатов и гидрофосфатов) со щелочами рассмотрены в данной публикации.
Рассмотрим первый случай, когда реакции ионного обмена протекают до конца:
ионы связываются и образуют нерастворимое вещество, которое выпадает в осадок.
Смешаем растворы сульфата натрия и хлорида бария (см. рисунок).
Рис. (1). Образование осадка сульфата бария
В результате химической реакции выпадет белый осадок сульфата бария.
- Молекулярное уравнение реакции выглядит так:
.
Перепишем это уравнение, изобразив сильные электролиты в виде ионов, а нерастворимое вещество, уходящее из сферы реакции — в молекулярном виде.
- Получившееся уравнение — полное ионное уравнение реакции:
.
- Если исключить из обеих частей равенства одинаковые ионы, которые не участвуют в реакции, то получится сокращённое ионное уравнение реакции:
Сокращённое ионное уравнение показывает, что сущность реакции сводится к взаимодействию ионов бария
Ba2+
и сульфат-ионов
SO42−
, в результате которого образуется осадок сульфата бария
BaSO4
.
Сокращённое ионное уравнение характеризует сущность реакции, показывает, какие ионы реагируют между собой, и какое вещество они образуют в результате ионной реакции.
При этом неважно, в состав каких веществ-электролитов входили эти ионы до реакции. Это могли быть растворы серной кислоты и нитрата бария, или сульфата аммония и хлорида бария и т. д. Сокращённое ионное уравнение реакций этих пар веществ будет иметь вид:
Таким образом, если в любых водных растворах электролитов содержатся ионы бария и сульфат-ионы, то они всегда взаимодействуют между собой, образуя белый осадок сульфата бария.
Такие реакции для обнаружения ионов (веществ) и называются качественными реакциями.
Источники:
Рис. 1. Образование осадка сульфата бария © ЯКласс
Химия. Как определить в продуктах реакции газ.
как определить газ. Осадок это когда на пересечение стоит НЕ РАСТВОРЯЕТСЯ. А вот газ? Ведь уравнение будет проходить если образуется газ или осадок. Вот осадок я знаю как определить. А вот как газ?
Нужно выучить основные газы . и смотреть, когда они получаются в реакции
Таблица растворимости показывает какие вещества могут растворятся у воде а какие нет. Реакция идёт с выделением 1 воды. 2 выделяется осадок. 3 выделяется газ. Там у таблице растворимости есть сероводород он растворяется у воде но если его много то он выйдет у виде газа. Смотрите какое вещество получается и узнайте его свойства это может быть жидкая кислота или газ или другое соединение. Газообразные вещества там не указаны. Пример из амиаком да он газ но растворимый у воде надо большие концентрации реагентов чтобы реакция (забулькала) . Также слабая угольная кислота она растворима у воде но большая её часть сразу же распадается на воду и газ получаем много (бульканья, или вспенивание) как гашение уксуса карбонатом натрия.
появление запаха, дыма, пузыпения или вспенивания (закипания)
Как определить осадок или газ в уравнении
Урок посвящен изучению темы «Реакции ионного обмена». На нём вы рассмотрите сущность реакций, протекающих между растворами кислот, солей и щелочей. На уроке будет дано определение новому понятию реакции ионного обмена.
Также будут рассмотрены условия протекания реакций ионного обмена до конца. Чтобы лучше понять, какие необходимо соблюдать условия протекания реакций ионного обмена до конца, будет проведено повторение, что собой представляют эти реакции, их сущность. Приводятся примеры на закрепление этих понятий.
Урок поможет закрепить умение составлять уравнения реакций ионного обмена в молекулярной и ионной формах, научит составлять по сокращенному ионному уравнению молекулярные.
I. Сущность реакций ионного обмена
Реакциями ионного обмена называют реакции между растворами электролитов, в результате которых они обмениваются своими ионами.
Реакции ионного обмена протекают до конца (являются практически необратимыми) в тех случаях, если образуются слабый электролит, осадок (нерастворимое или малорастворимое вещество), газ.
AgNO3 + HCl = AgCl
+ HNO3
Реакция протекает до конца, так как выпадает осадок хлорида серебра
Сu(OH)2 + 2HCl = CuCl2 + 2H2O
Реакция идет до конца, так как образуется слабый электролит вода
Na2CO3 + 2H2SO4 = Na2SO4 + CO2
+ H2O
Реакция протекает до конца, так как образуется углекислый газ
Правила написания уравнений реакций в ионном виде
1. Записывают формулы веществ, вступивших в реакцию, ставят знак «равно» и записывают формулы образовавшихся веществ. Расставляют коэффициенты.
2. Пользуясь таблицей растворимости, записывают в ионном виде формулы веществ (солей, кислот, оснований), обозначенных в таблице растворимости буквой «Р» (хорошо растворимые в воде), исключение – гидроксид кальция, который, хотя и обозначен буквой «М», все же в водном растворе хорошо диссоциирует на ионы.
3. Нужно помнить, что на ионы не разлагаются металлы, оксиды металлов и неметаллов, вода, газообразные вещества, нерастворимые в воде соединения, обозначенные в таблице растворимости буквой «Н». Формулы этих веществ записывают в молекулярном виде. Получают полное ионное уравнение.
4. Сокращают одинаковые ионы до знака «равно» и после него в уравнении. Получают сокращенное ионное уравнение.
На ионы диссоциируют
Реагенты (исходные вещества)
Растворимые (P) в воде (см. ТР):
(включая Ca(OH)2 – M)
Растворимые (P) в воде (см. ТР):
Исключения – неустойчивые вещества не диссоциируют, а разлагаются на газ и воду:
Р — растворимое вещество;
М — малорастворимое вещество;
ТР — таблица растворимости.
Алгоритм составления реакций ионного обмена (РИО)
в молекулярном, полном и кратком ионном виде
1) Записываем уравнение РИО в молекулярном виде:
Взаимодействие сульфата меди (II) и гидроксида натрия:
2) Используя ТР указываем растворимость веществ воде:
— Если продукт является М или Н – оно выпадает в осадок, справа от химической формулы ставим знак ↓
— Если продукт является газом, справа от химической формулы ставим знак ↑
3) Записываем уравнение РИО в полном ионном виде. Какие вещества диссоциируют см. в таблице — ПАМЯТКЕ
Cu 2 + + SO4 2- + 2Na + + 2OH — = 2Na + + 2SO4 + Cu(OH)2↓
Полный ионный вид
4) Записываем уравнение реакции в кратком ионном виде. Сокращаем одинаковые ионы, вычёркивая их из уравнения реакции.
Помните! РИО необратима и практически осуществима, если в продуктах образуются:
Краткий ионный вид
Вывод – данная реакция необратима, т.е. идёт до конца, т.к. образовался осадок Cu(OH)2↓
Заишем еще несколько примеров РИО, идущих с образованием осадка:
Пример №1
а) Молекулярное уравнение реакции двух растворимых солей:
б) Полное ионное уравнение реакции:
2Al 3+ + 3SO4 2- + 3Ba 2+ + 6Cl — = 3BaSO4↓ + 2Al 3+ + 6Cl —
в) Cокращенное ионное уравнение реакции:
Пример №2
а) Молекулярное уравнение реакции нерастворимого основания с кислотой:
б) Полное ионное уравнение реакции:
В данном случае полное ионное уравнение реакции совпадает с сокращенным. Эта реакция протекает до конца, о чем свидетельствуют сразу два факта: образование вещества, нерастворимого в воде, и выделение воды.
Полное ионное уравнение реакции:
2Na + + CO3 2- + 2H + + 2Cl — = 2Na + + CO2↑ + H2O + 2Cl —
Cокращенное ионное уравнение реакции:
О протекании данной реакции до конца свидетельствуют два признака: выделение воды и газа – оксида углерода (IV).
Заишем еще несколько примеров РИО, идущих с образованием газа:
Пример №1
Молекулярное уравнение реакции растворимой соли (сульфида) с кислотой:
Полное ионное уравнение реакции:
2K + + S 2– + 2H + + 2Cl – = 2K + + 2Cl – + H2S↑
Cокращенное ионное уравнение реакции:
Пример №2
Молекулярное уравнение реакции нерастворимой соли (карбоната) с кислотой:
Полное ионное уравнение реакции:
В данном случае полное ионное уравнение реакции совпадает с сокращенным уравнением. Эта реакция протекает до конца, о чем свидетельствуют сразу три признака: выделение газа, образование осадка и выделение воды.
Посмотрите видео-опыт: “Реакция нейтрализации”
Пример №1
Молекулярное уравнение реакции щелочи с кислотой:
KOH (р) + HCl (р) = KCl(р) + H2O (мд)
Полное ионное уравнение реакции:
K + + OH – + H + + Cl – = K + + Cl – + H2O
Cокращенное ионное уравнение реакции:
Пример №2
Молекулярное уравнение реакции основного оксида с кислотой:
Полное ионное уравнение реакции:
Cокращенное ионное уравнение реакции:
CaO + 2H+ = Ca 2+ + H2O.
Пример №3
Молекулярное уравнение реакции нерастворимого основания с кислотой:
Полное ионное уравнение реакции:
В данном случае полное ионное уравнение совпадает с сокращенным ионным уравнением.
V. Выполнение заданий
Задание №1. Определите, может ли осуществляться взаимодействие между растворами гидроксида калия и хлорида аммония, записать реакциив молекулярном, полном, кратком ионном виде.
— Составляем химические формулы веществ по их названиям, используя валентности и записываем РИО в молекулярном виде (проверяем растворимость веществ по ТР):
так как NH4OH неустойчивое вещество и разлагается на воду и газ NH3уравнение РИО примет окончательный вид
— Cоставляем полное ионное уравнение РИО, используя ТР (не забывайте в правом верхнем углу записывать заряд иона):
K + + OH — + NH4 + + Cl — = K + + Cl — + NH3 ↑+ H2O
— Cоставляем краткое ионное уравнение РИО, вычёркивая одинаковые ионы до и после реакции:
Взаимодействие между растворами следующих веществ может осуществляться, так как продуктами данной РИО являются газ (NH3 ↑) и малодиссоциирующее вещество вода (H2O).
Подберите вещества, взаимодействие между которыми в водных растворах выражается следующими сокращёнными уравнениями. Составьте соответствующие молекулярное и полное ионное уравнения.
— Используя ТР подбираем реагенты — растворимые в воде вещества, содержащие ионы 2H + и CO3 2- .
— Составляем молекулярное уравнение РИО:
так как угольная кислота – неустойчивое вещества, она разлагается на углекислый газ CO2 ↑ и воду H2O, уравнение примет окончательный вид:
— Составляем полное ионное уравнение РИО:
6H + +2 PO4 3- + 6 K + + 3CO3 2- -> 6 K + + 2 PO4 3- + 3CO2 ↑ + 3H2O
— Составляем краткое ионное уравнение РИО:
Сокращаем коэффициенты на три и получаем:
В конечном итоге мы получили искомое сокращённое ионное уравнение, следовательно, задание выполнено верно.
Задание №3. Запишите реакцию обмена между оксидом натрия и фосфорной кислотой в молекулярном, полном и кратком ионном виде.
1. Составляем молекулярное уравнение, при составлении формул учитываем валентности (см. ТР)
3Na2O (нэ) + 2H3PO4 (р) -> 2Na3PO4 (р) + 3H2O (мд), где нэ — неэлектролит, на ионы не диссоциирует,
мд — малодиссоциирующее вещество, на ионы не раскладываем, вода — признак необратимости реакции
2. Составляем полное ионное уравнение:
3. Сокращаем одинаковые ионы и получаем краткое ионное уравнение:
3Na2O + 6H + -> 6Na + + 3H2O
Сокращаем коэффициенты на три и получаем:
Na2O + 2H + -> 2Na + + H2O
Данная реакция необратима, т.е. идёт до конца, так как в продуктах образуется малодиссоциирующее вещество вода.
VI. Задания для самостоятельной работы
Задание №1. Посмотрите следующий эксперимент:
Составьте уравнение реакции ионного обмена карбоната натрия с серной кислотой в молекулярном, полном и кратком ионном виде.
Задание №2. Закончите уравнения реакций в молекулярном, полном и кратком ионном виде:
При выполнении задания используйте таблицу растворимости веществ в воде. Помните об исключениях!
Задание №3. Посмотрите следующий эксперимент:
Составьте уравнение реакции ионного обмена хлорида бария с сульфатом магния в молекулярном, полном и кратком ионном виде.
Задание №4. Закончите уравнения реакций в молекулярном, полном и кратком ионном виде:
При выполнении задания используйте таблицу растворимости веществ в воде. Помните об исключениях!
Химия
План урока:
Основные понятия
Под химической реакцией понимают процесс превращения одних веществ в другие. При этом, происходит передача электронов или образование новых связей. Каждое химическое взаимодействие характеризуется специфическими параметрами, характеризующими сами реактивы, условия проведения и химические преобразования. От всех этих факторов зависит внешний вид реакционной массы.
- Вещества, которые вступают в химическую реакцию, называются исходными, а образующие в результате нее – продукты.
- Исходя из преобразований молекул выделяют типы химических реакций: соединение, расщепление, замещение, обмен. Есть более сложные варианты: полимеризация, комплексообразование, перенос.
- В любой реакции происходит изменение энергетических состояний молекул. В одних случаях требуется затрата энергии на разрыв молекулярных связей – эндотермические реакции, в других – энергия выделяется сама из-за ее высвобождения – экзотермические процессы.
- Вещества могут находиться в разных агрегатных состояниях – жидком, твердом, газообразном. Также, в процессе химического взаимодействия может происходить смена агрегатного состояния.
Все эти факторы формируют параметры химического процесса: признаки, скорость, обратимость и т.д.
Признаки химической реакции
Признак химической реакции – видимое изменение в реакционной смеси, по которому мы можем определить, что реакция прошла.
Такие признаки могут быть видны сразу:
- Выделение газа;
- Выпадение осадка;
- Растворение осадка
- Изменение цвета;
- Свечение;
- Появление специфического запаха
Иногда, констатировать процесс реакции можно только с использованием дополнительных реактивов:
- Изменение кислотности раствора;
- Образование продукта, вступающего в специфическую реакцию с видимыми изменениями характеристик реакционной смеси.
Выделение газа
Выделение газа происходит при образовании газообразного продукта или слабого электролита, распадающегося с выделением газа. Основной сложностью является идентификация образовавшегося продукта. Для каждого вещества существуют специфические признаки, идентифицирующие его.
Таблица. Газ и методы его определения
Выпадение осадка
Запомнить в какой реакции произойдет выпадение осадка не нужно. Это можно определить по таблице растворимости.
Осадки разных соединений отличаются по цвету и размеру кристаллов. Многие соединения имеют белый цвет:
- Карбонат кальция (растворим в кислотах);
- Сульфат бария (мелкокристаллический, нерастворим в кислотах);
- Гидроксид магния (аморфный);
- Гидроксид алюминия (студенистый);
- Гидроксид цинка (растворим в избытке щелочи);
- Фосфат кальция;
- Кремниевая кислота (коллоидная масса).
Ряд солей имеют желтый цвет:
- Бромид серебра (светло-желтый);
- Сульфат кадмия;
- Фосфат серебра.
Ярко-красное окрашивание характерно для гесацианоферрата калия, а гексацианоферрат железа – синий.
Сульфаты большинства металлов черного цвета.
Свечение
Люминесценция – редки признак химической реакции. Это часто наблюдается в живой природе у растений (в процессе фотосинтеза) и животных (светлячки).
К химии это можно наблюдать при использовании специального вещества – люминола. Такие реакции широко распространены в криминалистике, так как люминол очень чувствителен к органическим веществам. Причем, по цвету и степени свечения можно определить примерный состав и время оставления обнаруженного следа.
Появление специфического запаха
Запах можно почувствовать при образовании газов. Основные газы? из них – аммиак и оксид серы (IV). Такие вещества ядовиты, поэтому их идентификация без соблюдения техники безопасности может привести к отравлению и ожогу слизистой носа.
Изменение кислотности раствора
В реакции может происходить образование кислот, оснований или солей. Изменение кислотности можно определить добавив индикатор. В химии используются три основные индикатора: фенолфталеин, метилоранж, лакмус.
Для определения щелочи лучше всего использовать фенолфталеин, так как он меняет цвет только в этой среде. Самым неудобным индикатором для определения кислотности среды является метилоранж, так как различить в реальности оранжевый и желтый бывает сложно.
Кроме растворов индикаторов можно использовать индикаторную бумагу: она может быть пропитана одним индикатором или всеми одновременно. Последняя называется универсальной. С помощью такой бумаги можно определить не только среду – кислая, щелочная или нейтральная, но и более точное значение pH. Такая бумага очень чувствительна. Вместе с ней предоставляется шкала изменения цвета и соответствующие значения pH.
У индикаторной бумаги разных марок шаг чувствительности разный и варьирует от единиц до сотых.
В медицине определение кислотности имеет важное значение, так как многие процессы идут при определенной кислотности. Так, в ротовой полости среда щелочная и фермент слюны – амилаза – работает только в такой среде. В желудке среда кислая, что важно для пищеварительных ферментов желудка. При различных заболеваниях или вредных привычках может изменяться параметр кислотности, что служит важным диагностическим признаком.
Обратимость химических реакций
Химические процессы могут протекать как в одну, так и в обе стороны. Последние называются обратимыми.
Чаще всего, в таких реакциях устанавливается равновесие – это значит, она идет с одинаковой скоростью в обоих направлениях. Зафиксировать тот или иной продукт становится сложно. В основном, направление процесса изменяется при повышении концентрации одного из реактивов.
Практически любая реакция, в которой не образуется окончательный продукт – газ, осадок или вода – являются обратимыми, так как ионы в растворе соединяются как в исходные молекулы, так и в продукты реакции с одинаковой скоростью. Зафиксировать образование одного из продуктов реакции не представляется возможным.
Обратимым реакциям можно задать определенное направление, используя катализаторы:
Например, в реакции получения аммиака из водорода и азота – 3H2 + N2 ⇌ 2NH3 – в качестве катализатора используют порошок железа, смещающего равновесие в сторону прямой реакции.
Для разных обратимых процессов характерны специфические катализаторы, ускоряющие прямой или обратный процесс.
Таблица. Условия протекания обратимых реакций
Изменение объема смеси взаимодействующих веществ не влияет на скорость, так как увеличение количества молекул не ускоряет их движение. А вот повышение чистоты реагентов может увеличить скорость реакции, так как увеличит вероятность столкновения нужных реагентов. Правда, в ряде случаев (серная и азотная кислота) изменение концентрации приводит к изменению состава продуктов.
Иногда, для течения реакции в определенно направлении нужно отводить продукт ее протекания: собирать осадок, газ или осаждать один из растворимых продуктов.
Таким образом, считается, что реакция идет, если мы можем увидеть или проверить с помощью специальных реактивов (индикаторов) образование новых продуктов. Если реакция идет в обоих направлениях, то она считается обратимой. В таком случае, ускорить ее в определенном направлении можно изменением условий (давление, температура, катализатор) или отведением одного из продуктов реакции.
источники:
http://kardaeva.ru/89-dlya-uchenika/9-klass/140-reaktsii-ionnogo-obmena-i-usloviya-ikh-protekaniya
http://100urokov.ru/predmety/priznaki-protekaniya-himicheskoj-reakcii
- Введение
- Классификация веществ
Правила:
- Взаимодействие с водой
- Взаимодействие с кислородом
- Взаимодействие с водородом
- Взаимодействие с щелочами
- Восстановление металлов из оксидов
- Реакции горения
- Реакции разложения
- Реакции с кислотами
- Химические свойства оксидов
- Свойства галогенов
- Обменные реакции
- Химические свойства средних и кислых солей
- Свойства нерастворимых соединений
- Свойства аммиака
- Полезные окислительно-восстановительные реакции
- Цвета соединений
- Химические свойства в виде таблиц
- Свойства металлов и неметаллов
- Свойства оксидов
- Свойства кислот
- Свойства оснований
- Свойства солей
Правило 11. Обменные реакции в растворах
В растворе обменная реакция протекает, если:
1) выпадает осадок
2) выделяется газ
3) образуется малодиссоциирующее вещество, например H2O.
|
Реакция |
Условия / комментарии |
Примеры реакций |
|---|---|---|
|
Соль + соль |
1. Обе соли должны быть растворимыми 2. В результате должен выпадать осадок |
1. NaCl + AgNO3 → AgCl + NaNO3 (осадок AgCl) 2. NaCl + CaCO3 → реакция не идет, т.к. CaCO3 нерастворим |
|
Соль + основание |
1. И соль и основание должны быть растворимыми 2. В результате должен выпадать осадок |
1. CuCl2 + 2NaOH → Cu(OH)2 + 2NaCl (осадок Cu(OH)2) 2. KNO3 + NaOH → реакция не идет, т.к. осадок не образуется |
|
Соль + кислота |
1. Соль может быть, как растворимой, так и нерастворимой 2. В результате должен выделяться газ |
1. CaCO3 + 2HCl → CaCl2 + CO2 + H2O (образуется газ) 2. Mg3(PO4)2 + HCl → реакция не идет, так как газ не выделяется |
|
Основание + кислота |
В таблице растворимости образующаяся соль не должа иметь прочерк, т.е. не должна разлагаться в водной среде. |
1. NaOH + HCl → NaCl + H2O (образуется вода) 2. Cu(OH)2 + 2HCl → CuCl2 + H2O (растворение осадка, образуется вода) 3. Al(OH)3 + H2S → реакция не идет, так как Al2S3 в водной среде разлагается (в таблице растворимости стоит прочерк) |
| Основание + основание |
1. Одно из оснований является растворимым 2. Второе основание является амфотерным гидроксидом |
1. NaOH + Al(OH)3 → Na[Al(OH)4] (нерастворимый амфотерный гидроксид растворяется в щелочи) 2. KOH + Mg(OH)2 → реакция не идет, т.к. отсутствует амфотерный гидроксид |
| Кислота + кислота | Обменные реакции такого типа (т.е. без изменения степеней окисления) не идут. |
Малорастворимые соединения
Важно также понимать, что если в реакцию вступает малорастворимое соединение (например Ca(OH)2), то в растворе иммеется какое-то количество ионов, даже если оно не растворилось полностью. Например, рассмотрим реакцию
3Ca(OH)2 + 2K3PO4 → Ca3(PO4)2
+ 6KOH
В полном ионном уравнении гидроксид кальция расписываем на ионы: Ca2+ и 2OH–, т.е.
3Ca2+ + 6OH– + 6K+ + 2PO43– → Ca3(PO4)2 + 6K+ + 6OH–.
Также малорастворимое соединеие может быть одним из продуктов реакции, например
CaCl2 + 2NaOH → Ca(OH)2 + 2NaCl
Растворимость гидроксида кальция при 20ºС составляет 0,166 г на 100 г воды. Это означает, что если для проведения реакции было взято 100 граммов воды, и в результате реакции выделилось более, чем 0.166 г Ca(OH)2, то этот избыток выпадет в осадок, и на ионы мы его не расписываем:
Ca2+ + 2Na+ + 2OH– → Ca(OH)2 + 2Na+ + 2Cl–.