Az ioncsere reakciók olyan reakciók vizes oldatokban elektrolitok között, amelyek az őket alkotó elemek oxidációs állapotának változása nélkül mennek végbe.

Szükséges feltétel Az elektrolitok (sók, savak és bázisok) közötti reakció enyhén disszociáló anyag (víz, gyenge sav, ammónium-hidroxid), csapadék vagy gáz képződése.

Tekintsük azt a reakciót, amely víz képződését eredményezi. Az ilyen reakciók magukban foglalnak minden sav és bázis közötti reakciót. Például a salétromsav reakciója kálium-hidroxiddal:

HNO 3 + KOH = KNO 3 + H 2 O (1)

Kiindulási anyagok, pl. a salétromsav és a kálium-hidroxid, valamint az egyik termék, nevezetesen a kálium-nitrát erős elektrolitok, pl. vizes oldatban szinte kizárólag ionok formájában léteznek. A keletkező víz a gyenge elektrolitokhoz tartozik, pl. gyakorlatilag nem bomlik ionokra. Így a fenti egyenlet pontosabban átírható, ha a vizes oldatban lévő anyagok valós állapotát jelöljük, pl. ionok formájában:

H + + NO 3 − + K + + OH - = K + + NO 3 − + H 2 O (2)

A (2) egyenletből látható, hogy a reakció előtt és után is NO 3 − és K + ionok vannak jelen az oldatban. Más szóval, lényegében a nitrát- és káliumionok egyáltalán nem vettek részt a reakcióban. A reakció csak a H + és OH - részecskék vízmolekulákká való kombinációjának köszönhető. Így az azonos ionok algebrai redukciójával a (2) egyenletben:

H + + NO 3 − + K + + OH - = K + + NO 3 − + H 2 O

kapunk:

H + + OH - = H 2 O (3)

A (3) alakú egyenleteket nevezzük rövidített ionegyenletek, típus (2) - teljes ionegyenletek, és típus (1) - molekuláris reakcióegyenletek.

Valójában egy reakció ionegyenlete maximálisan tükrözi annak lényegét, pontosan azt, ami a bekövetkezését lehetővé teszi. Meg kell jegyezni, hogy egy rövidített ionegyenletnek sok különböző reakció felelhet meg. Valóban, ha például nem salétromsavat, hanem sósavat vesszük, és kálium-hidroxidot használunk, mondjuk, bárium-hidroxidot, akkor a következő reakcióegyenletet kapjuk:

2HCl+ Ba(OH)2 = BaCl 2 + 2H 2 O

A sósav, a bárium-hidroxid és a bárium-klorid erős elektrolitok, azaz oldatban elsősorban ionok formájában léteznek. A víz, amint azt fentebb tárgyaltuk, gyenge elektrolit, azaz oldatban szinte csak molekulák formájában létezik. És így, teljes ionegyenlet Ez a reakció így fog kinézni:

2H + + 2Cl − + Ba 2+ + 2OH − = Ba 2+ + 2Cl − + 2H 2 O

Töröljük ugyanazokat az ionokat a bal és a jobb oldalon, és kapjuk:

2H + + 2OH − = 2H 2 O

A bal és a jobb oldalt 2-vel elosztva kapjuk:

H + + OH − = H 2 O,

Megkapta rövidített ionos egyenlet teljesen egybeesik a salétromsav és a kálium-hidroxid kölcsönhatásának rövidített ionegyenletével.

Ha ionos egyenleteket állít össze ionok formájában, csak a képleteket írja be:

1) erős savak (HCl, HBr, HI, H 2 SO 4, HNO 3, HClO 4) (az erős savak listáját meg kell tanulni!)

2) erős bázisok (alkáli hidroxidok (ALM) és alkáliföldfémek (ALM))

3) oldható sók

A képletek molekuláris formában vannak felírva:

1) Víz H 2 O

2) Gyenge savak (H 2 S, H 2 CO 3, HF, HCN, CH 3 COOH (és mások, szinte minden szerves)).

3) Gyenge bázisok (NH 4 OH és szinte minden fém-hidroxid, kivéve az alkálifémeket és alkálifémeket.

4) Gyengén oldódó sók (↓) („M” vagy „H” az oldhatósági táblázatban).

5) Oxidok (és egyéb anyagok, amelyek nem elektrolitok).

Próbáljuk meg felírni a vas(III)-hidroxid és a kénsav egyenletét. Molekuláris formában a kölcsönhatásuk egyenlete a következőképpen van felírva:

2Fe(OH)3 + 3H2SO4 = Fe2(SO4)3 + 6H2O

A vas(III)-hidroxid az oldhatósági táblázatban szereplő „H” jelölésnek felel meg, amely az oldhatatlanságáról árul el, azaz. az ionos egyenletben teljes egészében fel kell írni, azaz. mint Fe(OH)3. Kénsav Oldható és az erős elektrolitokhoz tartozik, azaz oldatban főleg disszociált állapotban van. A vas(III)-szulfát, mint szinte minden más só, erős elektrolit, és mivel vízben oldódik, az ionegyenletben ionként kell felírni. A fentiek figyelembevételével a következő formájú teljes ionegyenletet kapjuk:

2Fe(OH)3 + 6H + + 3SO 4 2- = 2Fe 3+ + 3SO 4 2- + 6H 2 O

A szulfátionokat a bal és a jobb oldalon redukálva a következőket kapjuk:

2Fe(OH)3 + 6H+ = 2Fe 3+ + 6H2O

Az egyenlet mindkét oldalát 2-vel elosztva a rövidített ionegyenletet kapjuk:

Fe(OH)3+3H+=Fe3++3H2O

Most nézzük meg azt az ioncsere reakciót, amely csapadékot eredményez. Például két oldható só kölcsönhatása:

Mindhárom só - nátrium-karbonát, kalcium-klorid, nátrium-klorid és kalcium-karbonát (igen, az is) - erős elektrolit, és a kalcium-karbonát kivételével mindegyik vízben oldódik, pl. Ebben a reakcióban ionok formájában vesznek részt:

2Na + + CO 3 2- + Ca 2+ + 2Cl − = CaCO 3 ↓+ 2Na + + 2Cl −

Az azonos ionok redukálásával a bal és a jobb oldalon adott egyenlet, megkapjuk az ion rövidítését:

CO 3 2- + Ca 2+ = CaCO 3 ↓

Az utolsó egyenlet a nátrium-karbonát és a kalcium-klorid oldatainak kölcsönhatásának okát tükrözi. A kalciumionok és a karbonátionok semleges kalcium-karbonát molekulákká egyesülnek, amelyek egymással kombinálva kis ionos szerkezetű CaCO 3 csapadékkristályokat eredményeznek.

Fontos megjegyzés az egységes államvizsga letétele kémiában

Ahhoz, hogy a só1 és a só2 reakciója lezajljon, az ionos reakciók (gáz, üledék vagy víz a reakciótermékekben) lezajlásához szükséges alapvető követelményeken túlmenően az ilyen reakciókra egy másik követelmény is vonatkozik - a kiindulási sóknak oldhatónak kell lenniük. . Azaz pl.

CuS + Fe(NO 3) 2 ≠ FeS + Cu(NO 3) 2

a reakció nem megy végbe, bár a FeS potenciálisan csapadékot adhat, mert oldhatatlan. A reakció elmaradásának oka az egyik kiindulási só (CuS) oldhatatlansága.

De pl.

Na 2 CO 3 + CaCl 2 = CaCO 3 ↓+ 2NaCl

azért fordul elő, mert a kalcium-karbonát oldhatatlan, a kiindulási sók pedig oldódnak.

Ugyanez vonatkozik a sók bázisokkal való kölcsönhatására is. Ahhoz, hogy egy só bázissal reagálhasson, az ioncserélő reakciók lezajlásához szükséges alapvető követelményeken túl mindkettő oldhatósága szükséges. És így:

Cu(OH) 2 + Na 2 S – nem szivárog,

mert A Cu(OH)2 oldhatatlan, bár a potenciális termék CuS csapadék lenne.

De a NaOH és a Cu(NO 3) 2 reakciója lezajlik, így mindkét kiindulási anyag oldódik és Cu(OH) 2 csapadékot ad:

2NaOH + Cu(NO 3) 2 = Cu(OH) 2 ↓+ 2NaNO 3

Figyelem! Semmi esetre sem szabad kiterjeszteni a kiindulási anyagok oldhatóságának követelményét a só1 + só2 és a só + bázis reakciókon túl.

Például savak esetében ez a követelmény nem szükséges. Különösen minden oldható sav jól reagál minden karbonáttal, beleértve az oldhatatlanokat is.

Más szavakkal:

1) Só1 + só2 - a reakció akkor megy végbe, ha az eredeti sók oldódnak, de csapadék van a termékekben

2) Só + fém-hidroxid - a reakció akkor megy végbe, ha a kiindulási anyagok oldódnak és a termékekben csapadék vagy ammónium-hidroxid van.

Tekintsük az ioncsere reakciók előfordulásának harmadik feltételét - a gázképződést. Szigorúan véve csak az ioncsere eredményeként gázképződés csak ritka esetekben lehetséges, például hidrogén-szulfid gáz képződése során:

K 2 S + 2 HBr = 2KBr + H 2 S

A legtöbb esetben az ioncsere-reakció egyik termékének bomlása következtében gáz keletkezik. Például az Egységes Államvizsga részeként biztosan tudnia kell, hogy a gázképződés során az instabilitás miatt olyan termékek bomlanak le, mint a H 2 CO 3, NH 4 OH és H 2 SO 3:

H 2 CO 3 = H 2 O + CO 2

NH 4 OH = H 2 O + NH 3

H 2 SO 3 = H 2 O + SO 2

Más szóval, ha az ioncsere eredményeként szénsav, ammónium-hidroxid vagy kénsav, az ioncsere reakció gáznemű termék képződése miatt következik be:

Írjuk fel az összes fenti gázképződéshez vezető reakció ionegyenletét. 1) A reakcióhoz:

K 2 S + 2 HBr = 2KBr + H 2 S

A kálium-szulfidot és a kálium-bromidot ionos formában írják, mert oldható sók, valamint a hidrogén-bromid, mert erős savakra utal. A hidrogén-szulfid, mint egy rosszul oldódó gáz, amely rosszul disszociál ionokká, molekuláris formában lesz írva:

2K + + S 2- + 2H + + 2Br — = 2K + + 2Br — + H 2S

Azonos ionokat redukálva a következőket kapjuk:

S2- + 2H+ = H2S

2) Az egyenlethez:

Na 2 CO 3 + H 2 SO 4 = Na 2 SO 4 + H 2 O + CO 2

Ionos formában a Na 2 CO 3, Na 2 SO 4 jól oldódó sókként, a H 2 SO 4 pedig erős savként fog szerepelni. A víz rosszul disszociál, a CO 2 pedig egyáltalán nem elektrolit, ezért képleteiket molekuláris formában írjuk le:

2Na + + CO 3 2- + 2H + + SO 4 2- = 2Na + + SO 4 2 + H 2 O + CO 2

CO 3 2- + 2H + = H 2 O + CO 2

3) az egyenlethez:

NH 4 NO 3 + KOH = KNO 3 + H 2 O + NH 3

A víz és az ammónia molekulák teljes egészében, az NH 4 NO 3, a KNO 3 és a KOH ionos formában lesznek írva, mert minden nitrát jól oldódó só, a KOH pedig hidroxid alkálifém, azaz erős alap:

NH 4 + + NO 3 − + K + + OH − = K + + NO 3 − + H 2 O + NH 3

NH 4 + + OH − = H 2 O + NH 3

Az egyenlethez:

Na 2 SO 3 + 2HCl = 2 NaCl + H 2 O + SO 2

A teljes és a rövidített egyenlet így fog kinézni:

2Na + + SO 3 2- + 2H + + 2Cl − = 2Na + + 2Cl − + H 2 O + SO 2

Az iskolásoknak, diákoknak meglehetősen gyakran kell összeállítaniuk az ún. ionos reakcióegyenletek. Ennek a témának különösen az egységes államvizsgán javasolt 31. feladat foglalkozik. Ebben a cikkben részletesen tárgyaljuk a rövid és teljes ionegyenletek írási algoritmusát, és számos példát elemezünk a különböző bonyolultsági szintekre.

Miért van szükség ionos egyenletekre?

Hadd emlékeztesselek arra, hogy amikor sok anyag feloldódik vízben (és nem csak vízben!), disszociációs folyamat megy végbe - az anyagok ionokká bomlanak. Például a HCl molekulák a vízi környezet hidrogénkationokra (H +, pontosabban H 3 O +) és klóranionokra (Cl -) disszociálnak. A nátrium-bromid (NaBr) vizes oldatban nem molekulák, hanem hidratált Na + és Br - ionok formájában található meg (egyébként a szilárd nátrium-bromid is tartalmaz ionokat).

A „hétköznapi” (molekuláris) egyenletek felírásakor nem vesszük figyelembe, hogy nem a molekulák, hanem az ionok reagálnak. Így néz ki például a sósav és a nátrium-hidroxid közötti reakció egyenlete:

HCl + NaOH = NaCl + H 2 O. (1)

Természetesen ez a diagram nem írja le teljesen helyesen a folyamatot. Mint már említettük, a vizes oldatban gyakorlatilag nincsenek HCl-molekulák, de vannak H + és Cl - ionok. Ugyanez a helyzet a NaOH-val is. Helyesebb lenne a következőt írni:

H + + Cl - + Na + + OH - = Na + + Cl - + H 2 O. (2)

Az az ami teljes ionegyenlet. A „virtuális” molekulák helyett olyan részecskéket látunk, amelyek valóban jelen vannak az oldatban (kationok és anionok). Nem foglalkozunk azzal a kérdéssel, hogy miért írtuk a H 2 O-t molekuláris formában. Ezt kicsit később elmagyarázzuk. Mint látható, nincs semmi bonyolult: a molekulákat a disszociáció során keletkező ionokkal helyettesítettük.

Azonban még a teljes ionos egyenlet sem tökéletes. Valóban, nézzük meg közelebbről: a (2) egyenlet bal és jobb oldala is ugyanazokat a részecskéket tartalmazza - Na + kationokat és Cl - anionokat. Ezek az ionok nem változnak a reakció során. Akkor miért van rájuk egyáltalán szükség? Távolítsuk el őket és szerezzük meg Rövid ionegyenlet:

H + + OH - = H 2 O. (3)

Amint láthatja, mindez a H + és OH - ionok kölcsönhatásán múlik a víz képződésével (semlegesítési reakció).

Minden teljes és rövid ionegyenlet fel van írva. Ha a kémia egységes államvizsga 31. feladatát oldottuk volna meg, akkor a maximális pontszámot - 2 pontot - kaptuk volna.

Tehát még egyszer a terminológiáról:

• HCl + NaOH = NaCl + H 2 O - molekuláris egyenlet ("közönséges" egyenlet, sematikusan tükrözi a reakció lényegét);
• H + + Cl - + Na + + OH - = Na + + Cl - + H 2 O - teljes ionegyenlet (az oldatban lévő valós részecskék láthatók);
• H + + OH - = H 2 O - egy rövid ionos egyenlet (eltávolítottuk az összes „szemetet” - olyan részecskéket, amelyek nem vesznek részt a folyamatban).

Algoritmus ionos egyenletek felírásához

1. Hozzuk létre a reakció molekuláris egyenletét.
2. Minden olyan részecske, amely az oldatban észrevehető mértékben disszociál, ionok formájában van írva; a disszociációra nem hajlamos anyagok „molekulák formájában” maradnak.
3. Az egyenlet két részéből eltávolítjuk az ún. megfigyelő ionok, azaz olyan részecskék, amelyek nem vesznek részt a folyamatban.
4. Ellenőrizzük az együtthatókat, és megkapjuk a végső választ - egy rövid ionos egyenletet.

1. példa. Írjon fel teljes és rövid ionegyenleteket a bárium-klorid és a nátrium-szulfát vizes oldatának kölcsönhatásának leírására!

Megoldás. A javasolt algoritmus szerint járunk el. Először hozzunk létre egy molekuláris egyenletet. A bárium-klorid és a nátrium-szulfát két só. Nézzük meg a segédkönyv „A szervetlen vegyületek tulajdonságai” című részét. Látjuk, hogy a sók kölcsönhatásba léphetnek egymással, ha a reakció során csapadék képződik. Ellenőrizzük:

2. gyakorlat. Egészítse ki a következő reakciók egyenleteit:

1. KOH + H2SO4 =
2. H 3 PO 4 + Na 2 O=
3. Ba(OH) 2 + CO 2 =
4. NaOH + CuBr 2 =
5. K 2 S + Hg(NO 3) 2 =
6. Zn + FeCl 2 =

3. gyakorlat. Írja fel a (vizes oldatban) reakciók molekulaegyenleteit: a) nátrium-karbonát és salétromsav, b) nikkel(II)-klorid és nátrium-hidroxid, c) foszforsav és kalcium-hidroxid, d) ezüst-nitrát és kálium-klorid, e. ) foszfor-oxid (V) és kálium-hidroxid.

Őszintén remélem, hogy nem okoz gondot ennek a három feladatnak az elvégzése. Ha ez nem így van, akkor vissza kell térni a témához" Kémiai tulajdonságok a szervetlen vegyületek fő osztályai”.

Hogyan lehet egy molekuláris egyenletet teljes ionos egyenletté alakítani

Kezdődik a móka. Meg kell értenünk, mely anyagokat kell ionnak írni, és melyeket „molekuláris formában” hagyni. A következőkre kell emlékeznie.

Ionok formájában írja be:

• oldható sók (hangsúlyozom, csak a vízben jól oldódó sók);
• lúgok (hadd emlékeztesselek arra, hogy a lúgok olyan bázisok, amelyek vízben oldódnak, de NH 4 OH-ban nem);
• erős savak (H 2 SO 4, HNO 3, HCl, HBr, HI, HClO 4, HClO 3, H 2 SeO 4, ...).

Amint láthatja, ezt a listát egyáltalán nem nehéz megjegyezni: tartalmazza az erős savakat és bázisokat, valamint az összes oldható sót. Egyébként a különösen éber fiatal vegyészeknek, akiket felháboríthat az a tény, hogy az erős elektrolitok (oldhatatlan sók) nem szerepelnek ebben a listában, a következőket mondhatom: Az oldhatatlan sók NEM tétele ebben a listában egyáltalán nem tagadja tény, hogy erős elektrolitok.

Az összes többi anyagnak molekula formájában kell jelen lennie az ionegyenletekben. Azok az igényes olvasók, akik nem elégszenek meg a homályos „minden más anyag” kifejezéssel, és akik a hős mintájára híres film, követelés, hogy "bejelentsem teljes lista"A következő információkat adom.

Molekulák formájában írja be:

• minden oldhatatlan só;
• minden gyenge bázis (beleértve az oldhatatlan hidroxidot, NH 4 OH-t és hasonló anyagokat);
• minden gyenge sav (H 2 CO 3, HNO 2, H 2 S, H 2 SiO 3, HCN, HClO, szinte minden szerves sav...);
• általában minden gyenge elektrolit (beleértve a vizet is!!!);
• oxidok (minden típus);
• minden gáznemű vegyület (különösen H 2, CO 2, SO 2, H 2 S, CO);
• egyszerű anyagok (fémek és nemfémek);
• majdnem minden szerves vegyületek(kivétel a szerves savak vízoldható sói).

Fú, úgy tűnik, nem felejtettem el semmit! Bár véleményem szerint könnyebb megjegyezni az 1. listát. A 2. lista alapvetően fontos dolgai közül még egyszer megemlítem a vizet.

Edzünk!

2. példa. Írjon fel egy teljes ionegyenletet, amely leírja a réz(II)-hidroxid és a sósav kölcsönhatását!

Megoldás. Kezdjük természetesen a molekuláris egyenlettel. A réz(II)-hidroxid egy oldhatatlan bázis. Minden oldhatatlan bázis reakcióba lép erős savakkal, sót és vizet képezve:

Cu(OH) 2 + 2HCl = CuCl 2 + 2H 2 O.

Most nézzük meg, mely anyagokat kell ionként, és melyeket molekulákként felírni. A fenti listák a segítségünkre lesznek. A réz(II)-hidroxid egy oldhatatlan bázis (lásd az oldhatósági táblázatot), gyenge elektrolit. Az oldhatatlan bázisokat molekuláris formában írják le. A HCl erős sav, oldatban szinte teljesen ionokká disszociál. A CuCl 2 egy oldható só. Ionos formában írjuk. Víz - csak molekulák formájában! Megkapjuk a teljes ionegyenletet:

Сu(OH) 2 + 2H + + 2Cl- = Cu 2+ + 2Cl - + 2H 2O.

3. példa. Írjon fel egy teljes ionegyenletet a szén-dioxid és a NaOH vizes oldatának reakciójára!

Megoldás. A szén-dioxid tipikus savas oxid, a NaOH lúg. Amikor savas oxidok kölcsönhatásba lépnek lúgok vizes oldatával, só és víz képződik. Hozzunk létre egy molekuláris egyenletet a reakcióhoz (egyébként ne feledkezzünk meg az együtthatókról):

CO 2 + 2NaOH = Na 2 CO 3 + H 2 O.

CO 2 - oxid, gáznemű vegyület; molekulaforma megőrzése. NaOH - erős bázis (lúg); Ionok formájában írjuk. Na 2 CO 3 - oldható só; ionok alakjában írjuk. A víz gyenge elektrolit, és gyakorlatilag nem disszociál; hagyjuk molekuláris formában. A következőket kapjuk:

CO 2 + 2Na + + 2OH - = Na 2+ + CO 3 2- + H 2 O.

4. példa. A nátrium-szulfid vizes oldatban cink-kloriddal reagál, és csapadék képződik. Írj fel egy teljes ionos egyenletet erre a reakcióra!

Megoldás. A nátrium-szulfid és a cink-klorid sók. Amikor ezek a sók kölcsönhatásba lépnek, cink-szulfid csapadék válik ki:

Na 2 S + ZnCl 2 = ZnS↓ + 2NaCl.

Azonnal leírom a teljes ionos egyenletet, és te magad elemezed:

2Na + + S 2- + Zn 2+ + 2Cl - = ZnS↓ + 2Na + + 2Cl - .

Számos feladatot ajánlok Önnek önálló munkavégzésés egy kis teszt.

4. gyakorlat. Írjon molekuláris és teljes ionegyenleteket a következő reakciókra:

1. NaOH + HNO3 =
2. H2SO4 + MgO =
3. Ca(NO 3) 2 + Na 3 PO 4 =
4. CoBr 2 + Ca(OH) 2 =

5. gyakorlat. Írjon fel teljes ionegyenleteket, amelyek leírják a következők kölcsönhatását: a) nitrogén-oxid (V) bárium-hidroxid vizes oldatával, b) cézium-hidroxid hidrogén-jodid oldata, c) réz-szulfát és kálium-szulfid vizes oldatai, d) kalcium-hidroxid és vizesoldat vas(III)-nitrát.

oxidok, beleértve H 2 O, csapadék (oldhatósági táblázat), gyengén disszociáló vegyületek: H 2 S; HNO 2, H 2 SO 3 → SO 2 + H 2 O, H 2 CO 3 → CO 2 + H 2 O, NH 4 OH → NH 3 + H 2 O; CH3COOH; HMnO 4 H 2 SiO 3, H 3 PO 4

A következők állandó oxidációs állapotúak:

I. csoport fő alcsoportja +1, II csoport fő alcsoportja +2, H +, O –2, OH –, Al 3+, Zn 2+.

Redox reakciók(ORR) olyan reakciók, amelyek során az elemek oxidációs állapotát (CO) megváltoztatják az elektronok átvitele miatt.

Redox reakciók megoldásának algoritmusa

A reakcióban minden elem oxidációs számát (CO) jelezzük.

Olyan elemeket találunk, amelyek megváltoztatják oxidációs állapotukat.

Olyan ionokat vagy molekulákat választunk ki, amelyek megváltozott oxidációs állapotú elemeket tartalmaznak.

Az oxidálószert, a redukálószert aláírjuk.

Savas környezet: adjunk hozzá nH 2 O-t, ahol nincs O → 2nH +

Lúgos környezet: adjunk hozzá nH 2 O-t, ahol a felesleges O → 2nOH –

Minden félreakciót kiegyenlítünk (a félreakció bal oldala = a jobb oldal), és felírjuk az adott és kapott elektronok számát.

Kiegyenlítjük a kapott és leadott elektronok számát, és a félreakciók elé állítjuk az együtthatókat.

Aláírjuk az oxidációs folyamatot és a redukciós folyamatot.

A teljes ionegyenletet az együtthatók figyelembevételével írjuk fel.

Az ionegyenletből az együtthatókat átvisszük a molekuláris egyenletbe, és hasonlókat mutatunk be (a reakció bal oldala = a jobb oldal)

Korrózió: fém oxidációja (pusztulása) a környezet hatására Az anód balra van a fémfeszültségek sorozatában. A katód jobbra van. Anódos bevonat (balra a feszültségsorozatban; jobb, mert a felső réteg megsemmisül). Katód bevonat (jobbra a feszültségsorozatban).
nedves környezet, lúgos környezet	/A/: Me 0 – nē→Me n + oxidációs folyamat /K/: 1/2O 2 +H 2 O+2ē→2OH - oxidációs folyamat
savas környezet	/К/: 2H + +2ē→H 2 – oxidációs folyamat
A Fe–Cu korrózió példájával A(Fe): Fe 0 -2e→Fe 2+ K(Cu): 1/2O 2 +H 2 O+2e→2OH - – nedves környezet, lúgos környezet K(Cu): 2H + +2e→H 2 – savas közeg Termékek: lúgos környezetben 4Fe(OH) 2 + O 2 + 2H 2 O = 4 Fe(OH) 3, Fe(OH) 3 → Fe 2 O 3 + H 2 O. (rozsda) Termékek savas környezetben: FeSO 4

http://ru.wikipedia.org/wiki/%DD%EB%E5%EA%F2%F0%EE%EB%E8%E7

Faraday törvénye szerint: m = EIt/96 500, Q = It, Cl (fogyasztott villamos energia)

ahol m az elektródán oxidált vagy redukált anyag tömege; E az anyag egyenértékű tömege; I – áramerősség, A; t – az elektrolízis időtartama, s. Ve N 2 = 11,2 l, Ve O 2 = 5,6 l

Az elektrokémiában a katódos és anódos folyamatok emlékezetére a következő emlékező szabály van:

Az anódon az anionok oxidálódnak.

A katódon a kationok redukálódnak.

Az első sorban minden szó magánhangzóval kezdődik, a másodikban mássalhangzóval.

Vagy egyszerűbben:

KATÓD – KATIONOK (ionok a katódon)

ANode – ANionok (ionok az anódon)

Alapok Általános oktatás

Vonal UMK V.V. Kémia (8-9)

Ionos egyenletek

Az ionos egyenletek szerves részét képezik az összetettnek és érdekesnek kémiai tudomány. Az ilyen egyenletek lehetővé teszik, hogy világosan lássa, mely ionok lépnek be kémiai átalakulások. Az elektrolitikus disszociáción átmenő anyagokat ionként rögzítik. Nézzük a probléma történetét, az ionegyenletek összeállításának algoritmusát és a problémák példáit.

A SZÁM TÖRTÉNETE

Még az ókori alkimisták is, akik egyszerű kémiai reakciókat hajtottak végre a bölcsek kövének felkutatására, és kutatásaik eredményeit vastag tömbökbe rögzítették, bizonyos jeleket használtak, hogy vegyi anyagok. Minden tudósnak megvolt a saját rendszere, ami nem meglepő: mindenki meg akarta védeni titkos tudását az irigy emberek és versenytársak machinációitól. És csak a 8. században jelentek meg egyes elemek közös megnevezései.

1615-ben Jean Begun „A kémia elemei” című könyvében, amelyet joggal tekintenek a természettudomány ezen részében az egyik első tankönyvnek, konvenciók használatát javasolta az írásban. kémiai egyenletek. Jons Jacob Berzelius svéd kémikus csak 1814-ben alkotta meg a kémiai szimbólumok rendszerét egy vagy két kezdőbetű alapján. Latin név elem hasonló ahhoz, amit a tanulók az órán megismertetnek.

A nyolcadik osztályban (12. bekezdés, V. V. Eremin szerkesztette „Kémia. 8. osztály” tankönyv) a gyerekek megtanulták a reakciók molekuláris egyenleteinek összeállítását, ahol a reagensek és a reakciótermékek is molekulák formájában jelennek meg.

Ez azonban a kémiai átalakulások leegyszerűsített nézete. A tudósok pedig már a 18. században gondolkodtak ezen.

Kísérletei eredményeként Arrhenius rájött, hogy egyes anyagok oldatai vezetnek elektromosság. És bebizonyította, hogy az elektromos vezetőképességgel rendelkező anyagok ionok formájában vannak oldatokban: pozitív töltésű kationok és negatív töltésű anionok. És ezek a töltött részecskék lépnek reakcióba.

MI AZ IONOS EGYENLETEK

Ionos reakcióegyenletek- ezek olyan kémiai egyenletek, amelyekben a reagenseket és a reakciótermékeket disszociált ionoknak jelöljük. Egyenletek ebből a típusból felvételre alkalmas kémiai reakciók helyettesítés és csere az oldatokban.

Ionos egyenletek- az összetett és érdekes kémiai tudomány szerves része. Az ilyen egyenletek lehetővé teszik, hogy egyértelműen lássa, mely ionok mennek keresztül kémiai átalakuláson. Az elektrolitikus disszociáción átmenő anyagokat ionok formájában írják le (a témát részletesen a V. V. Eremin által szerkesztett „Kémia. 9. évfolyam” tankönyv 10. bekezdése tárgyalja). A gázokat, a kicsapódó anyagokat és a gyenge elektrolitokat, amelyek gyakorlatilag nem disszociálnak, molekulák formájában rögzítik. A gázokat felfelé mutató nyíl (), a kicsapódó anyagokat pedig lefelé mutató nyíl (↓) jelzi.

A tankönyvet a Moszkvai Állami Egyetem Kémiai Karának tanárai írták. M.V. Lomonoszov. A könyv megkülönböztető vonásai az anyag egyszerűsége és áttekinthetősége, a magas tudományos színvonal, nagyszámú illusztrációk, kísérletek és szórakoztató élmények, ami lehetővé teszi, hogy a természettudományos tárgyak elmélyült tanulmányozásával osztályokban és iskolákban is használható legyen.

AZ IONOS EGYENLETEK JELLEMZŐI

1. Az ioncsere reakciók a redox reakciókkal ellentétben a kémiai átalakuláson átmenő anyagok vegyértékének megzavarása nélkül mennek végbe.

- redox reakció

Ioncsere reakció

2. Az ionok közötti reakciók akkor mennek végbe, ha a reakció során rosszul oldódó csapadék képződik, illékony gáz szabadul fel, vagy gyenge elektrolitok képződnek.

Öntsön 1 ml nátrium-karbonát oldatot egy kémcsőbe, és óvatosan adjon hozzá néhány csepp sósavat.

Mi történik?

Hozzon létre egyenletet a reakcióhoz, írja fel a teljes és a rövidített ionegyenleteket!

#ADVERTISING_INSERT#