Reacciones redox. Reacciones de intercambio iónico, condiciones para su finalización (usando el ejemplo de dos reacciones)

Las reacciones de intercambio iónico son reacciones en soluciones acuosas entre electrolitos que ocurren sin cambios en los estados de oxidación de los elementos que los forman.

Una condición necesaria para la reacción entre electrolitos (sales, ácidos y bases) es la formación de una sustancia ligeramente disociable (agua, ácido débil, hidróxido de amonio), precipitado o gas.

Consideremos la reacción que resulta en la formación de agua. Tales reacciones incluyen todas las reacciones entre cualquier ácido y cualquier base. Por ejemplo, la reacción del ácido nítrico con hidróxido de potasio:

HNO3 + KOH = KNO3 + H2O (1)

Materiales de partida, es decir El ácido nítrico y el hidróxido de potasio, así como uno de sus productos, el nitrato de potasio, son electrolitos fuertes, es decir. en solución acuosa existen casi exclusivamente en forma de iones. El agua resultante pertenece a electrolitos débiles, es decir. Prácticamente no se desintegra en iones. Por tanto, la ecuación anterior se puede reescribir con mayor precisión indicando el estado real de las sustancias en una solución acuosa, es decir en forma de iones:

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

Como se puede ver en la ecuación (2), tanto antes como después de la reacción, los iones NO 3 − y K + están presentes en la solución. En otras palabras, esencialmente, los iones nitrato y los iones potasio no participaron en absoluto en la reacción. La reacción se produjo únicamente debido a la combinación de partículas de H + y OH − en moléculas de agua. Así, realizando una reducción algebraica de iones idénticos en la ecuación (2):

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

obtendremos:

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

Las ecuaciones de la forma (3) se llaman ecuaciones iónicas abreviadas, tipo (2) - ecuaciones iónicas completas y escriba (1) - ecuaciones de reacciones moleculares.

De hecho, la ecuación iónica de una reacción refleja al máximo su esencia, precisamente lo que hace posible que ocurra. Cabe señalar que a una ecuación iónica abreviada pueden corresponder muchas reacciones diferentes. De hecho, si tomamos, por ejemplo, no ácido nítrico, sino ácido clorhídrico, y en lugar de hidróxido de potasio usamos, digamos, hidróxido de bario, tenemos la siguiente ecuación molecular de la reacción:

2HCl+ Ba(OH)2 = BaCl2 + 2H2O

El ácido clorhídrico, el hidróxido de bario y el cloruro de bario son electrolitos fuertes, es decir, existen en solución principalmente en forma de iones. El agua, como se mencionó anteriormente, es un electrolito débil, es decir, existe en solución casi solo en forma de moléculas. De este modo, ecuación iónica completa Esta reacción se verá así:

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

Cancelemos los mismos iones a la izquierda y a la derecha y obtengamos:

2H + + 2OH − = 2H 2 O

Dividiendo los lados izquierdo y derecho por 2, obtenemos:

H + + OH − = H 2 O,

Recibió ecuación iónica abreviada coincide completamente con la ecuación iónica abreviada para la interacción del ácido nítrico y el hidróxido de potasio.

Al componer ecuaciones iónicas en forma de iones, escriba solo las fórmulas:

1) ácidos fuertes (HCl, HBr, HI, H 2 SO 4, HNO 3, HClO 4) (¡es necesario aprender la lista de ácidos fuertes!)

2) bases fuertes (hidróxidos de metales alcalinos (ALM) y alcalinotérreos (ALM))

3) sales solubles

Las fórmulas están escritas en forma molecular:

1) Agua H2O

2) Ácidos débiles (H 2 S, H 2 CO 3, HF, HCN, CH 3 COOH (y otros, casi todos orgánicos))

3) Bases débiles (NH 4 OH y casi todos los hidróxidos metálicos excepto los de metales alcalinos y los de metales alcalinos).

4) Sales poco solubles (↓) (“M” o “H” en la tabla de solubilidad).

5) Óxidos (y otras sustancias que no sean electrolitos)

Intentemos escribir la ecuación entre hidróxido de hierro (III) y ácido sulfúrico. En forma molecular, la ecuación de su interacción se escribe de la siguiente manera:

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

El hidróxido de hierro (III) corresponde a la designación "H" en la tabla de solubilidad, que nos informa sobre su insolubilidad, es decir, en la ecuación iónica debe escribirse en su totalidad, es decir como Fe(OH)3. El ácido sulfúrico es soluble y pertenece a electrolitos fuertes, es decir, existe en solución principalmente en estado disociado. El sulfato de hierro (III), como casi todas las demás sales, es un electrolito fuerte y, como es soluble en agua, debe escribirse como un ion en la ecuación iónica. Teniendo en cuenta todo lo anterior obtenemos una ecuación iónica completa de la siguiente forma:

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

Reduciendo los iones sulfato a la izquierda y a la derecha, obtenemos:

2Fe(OH)3 + 6H + = 2Fe3+ + 6H2O

Dividiendo ambos lados de la ecuación por 2 obtenemos la ecuación iónica abreviada:

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

Ahora veamos la reacción de intercambio iónico que produce un precipitado. Por ejemplo, la interacción de dos sales solubles:

Las tres sales (carbonato de sodio, cloruro de calcio, cloruro de sodio y carbonato de calcio (sí, eso también)) son electrolitos fuertes y todas, excepto el carbonato de calcio, son solubles en agua, es decir. Están involucrados en esta reacción en forma de iones:

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

Al cancelar los mismos iones a la izquierda y a la derecha en esta ecuación, obtenemos la ecuación iónica abreviada:

CO 3 2- + Ca 2+ = CaCO 3 ↓

La última ecuación refleja el motivo de la interacción de soluciones de carbonato de sodio y cloruro de calcio. Los iones de calcio y los iones de carbonato se combinan para formar moléculas neutras de carbonato de calcio que, cuando se combinan entre sí, dan lugar a pequeños cristales de precipitado de CaCO 3 de estructura iónica.

Consideremos la tercera condición para que se produzcan reacciones de intercambio iónico: la formación de gas. Estrictamente hablando, solo como resultado del intercambio iónico, la formación de gas es posible solo en casos raros, por ejemplo, durante la formación de gas de sulfuro de hidrógeno:

K2S + 2HBr = 2KBr + H2S

En la mayoría de los demás casos, el gas se forma como resultado de la descomposición de uno de los productos de la reacción de intercambio iónico. Por ejemplo, es necesario saber con certeza como parte del Examen Estatal Unificado que durante la formación de gas, debido a la inestabilidad, productos como H 2 CO 3, NH 4 OH y H 2 SO 3 se descomponen:

H2CO3 = H2O + CO2

NH4OH = H2O + NH3

H2SO3 = H2O + SO2

En otras palabras, si un intercambio iónico produce ácido carbónico, hidróxido de amonio o ácido sulfuroso, la reacción de intercambio iónico procede debido a la formación de un producto gaseoso:

Escribamos las ecuaciones iónicas para todas las reacciones anteriores que conducen a la formación de gases. 1) Para reacción:

K2S + 2HBr = 2KBr + H2S

El sulfuro de potasio y el bromuro de potasio se escribirán en forma iónica, porque son sales solubles, así como el ácido bromhídrico, porque Se refiere a ácidos fuertes. El sulfuro de hidrógeno, al ser un gas poco soluble y poco disociado en iones, se escribirá en forma molecular:

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

Reduciendo iones idénticos obtenemos:

S 2- + 2H + = H 2 S

2) Para la ecuación:

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

En forma iónica, Na 2 CO 3, Na 2 SO 4 se escribirán como sales altamente solubles y H 2 SO 4 como un ácido fuerte. El agua es una sustancia que se disocia mal y el CO 2 no es un electrolito en absoluto, por lo que sus fórmulas se escribirán en forma molecular:

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) para la ecuación:

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

Las moléculas de agua y amoniaco se escribirán en su totalidad, y NH 4 NO 3, KNO 3 y KOH se escribirán en forma iónica, porque Todos los nitratos son sales muy solubles y el KOH es un hidróxido de metal alcalino, es decir. base fuerte:

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

NH 4 + + OH − = H 2 O + NH 3

Para la ecuación:

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

La ecuación completa y abreviada se verá así:

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

1. Reacciones redox. Agente oxidante y agente reductor (usando el ejemplo de dos reacciones).

Las reacciones redox ocurren con un cambio en el grado de oxidación. Las reacciones más extendidas de este tipo son las reacciones de combustión. Esto también incluye reacciones de oxidación lentas (corrosión de metales, descomposición de sustancias orgánicas).

El estado de oxidación de un elemento muestra el número de electrones desplazados (atraídos o cedidos). En sustancias simples es igual a cero. En los compuestos binarios (que constan de 2 elementos), es igual a la valencia, que va precedida de un signo (por eso a veces se le llama "carga condicional").

En sustancias que constan de 3 o más elementos, el número de oxidación se puede calcular mediante una ecuación, tomando el número de oxidación desconocido como "x" y equiparando la cantidad total a cero. Por ejemplo, en ácido nítrico HNO 3 el estado de oxidación del hidrógeno es +1, el oxígeno es −2, obtenemos la ecuación: +1 + x −2 3 = 0

Un elemento que gana electrones se llama agente oxidante. Un elemento que es donador de electrones (que cede electrones) se llama agente reductor.

2 mi − _ l ↓ Fe 0 + S 0 = Fe +2 S −2

Cuando se calientan polvos de hierro y azufre, se forma sulfuro de hierro. El hierro es un agente reductor (se oxida), el azufre es un agente oxidante (se reduce).

S 0 + O 2 0 = S +4 O 2 −2

En esta reacción, el azufre es un agente reductor y el oxígeno es un agente oxidante. Se forma óxido de azufre (IV)

Se puede dar un ejemplo que involucra una sustancia compleja:

Zn0 + 2H +1 Cl = Zn +2 Cl2 + H20

El zinc es un agente reductor, el ácido clorhídrico es un agente oxidante.

Puede dar un ejemplo que involucre una sustancia compleja y crear una balanza electrónica:

Cu 0 + 4HN +5 O 3 = Cu +2 (NO 3) 2 + 2H 2 O + 2N +4 O 2

Boleto número 8

1. Reacciones de intercambio iónico, condiciones para su finalización (usando el ejemplo de dos reacciones). La diferencia entre reacciones de intercambio iónico y reacciones redox.

Las reacciones de intercambio en soluciones de electrolitos se denominan reacciones de intercambio iónico. Estas reacciones se completan en 3 casos:

1. Si como resultado de la reacción se forma un precipitado (se forma una sustancia insoluble o poco soluble, que se puede determinar a partir de la tabla de solubilidad): CuSO 4 + BaCl 2 = BaSO 4 ↓ + CuCl 2

2. Si se libera gas (a menudo se forma durante la descomposición de ácidos débiles): Na 2 CO 3 + 2HCl = 2NaCl + H 2 O + CO 2

3. Si se forma una sustancia ligeramente disociable. Por ejemplo, agua, ácido acético: HCl + NaOH = NaCl + H 2 O

Esto se debe a un desplazamiento del equilibrio químico hacia la derecha, provocado por la eliminación de uno de los productos de la zona de reacción.

Las reacciones de intercambio iónico no van acompañadas de la transferencia de electrones ni de cambios en el estado de oxidación de los elementos, a diferencia de las reacciones redox.

Si te piden que escribas una ecuación en forma iónica, puedes verificar la ortografía correcta de iones usando la tabla de solubilidad. No olvides cambiar índices a coeficientes. No separamos sustancias insolubles, gases liberados, agua (y otros óxidos) en iones.

Cu 2+ + SO 4 2− + Ba 2+ + 2Cl − = BaSO 4 ↓ + Cu 2+ + 2Cl − Tacha los iones inalterados.

96. Se disolvieron 161 g de sal de Glauber Na 2 SO 4 ∙10H 2 O en 180 ml de agua. ¿Cuál será la fracción másica de sulfato de sodio en la solución resultante? ¿Cuántos iones de cada tipo hay en él?

97. Escribe las ecuaciones de disociación electrolítica de sustancias:

A) hidróxido de litio

b) carbonato de potasio

B) nitrato de bario

D) ácido sulfuroso

D) sulfato de cromo (III)

E) fosfato de potasio

98. Escribe cuatro ecuaciones para la disociación electrolítica de sustancias que forman sólo iones sulfato como aniones.

99. Escribe las fórmulas de sustancias que se disocian en iones en agua:

A) Ba 2+ y Cl ─

B) Fe 3+ y NO 3 ─

B) H + y SO 4 2─

D) K + y OH ─

100. Escriba las ecuaciones moleculares e iónicas de reacciones prácticamente factibles:

A) Na 2 CO 3 + Ca (NO 3) 2 →

B) Cu(OH)2 + HCl→

B) K 2 CO 3 + HNO 3 →

D) NaOH + H 3 PO 4 →

D) KNO 3 + Na 2 SO 4 →

E) MgCO 3 + HCl→

G) Fe(NO 3) 3 + KOH→

101. Escribe dos ecuaciones moleculares, cuya esencia se expresa mediante la ecuación iónica a) Ba 2+ + SO 4 2─ → BaSO 4 ↓, b) H + + OH - → H 2 O.

102. Complete las ecuaciones de reacción, indique su tipo, nombre los productos. Para reacciones de intercambio, escriba ecuaciones iónicas.

1) HNO 3 + Li 2 CO 3 →

2) H 2 SO 4 + Al →

3) HCl + Fe 2 O 3 →

4) H 3 PO 4 + KOH→

103. ¿Con cuál de las siguientes sustancias reaccionará una solución de ácido sulfúrico: óxido de silicio (IV), hidróxido de litio, nitrato de bario, ácido clorhídrico, óxido de potasio, silicato de sodio, nitrato de potasio, hidróxido de hierro (II)? Escribe las ecuaciones de posibles reacciones en forma molecular e iónica.

104. ¿Qué cantidad de sustancia y qué masa de cada producto se obtendrá al realizar las siguientes transformaciones: azufre → óxido de azufre (IV) → ácido sulfuroso → sulfito de bario, si se tomaran 16 g de azufre?

105. ¿Con cuál de las siguientes sustancias reaccionará una solución de hidróxido de bario: ácido nítrico, óxido de sodio, cloruro de amonio, hidróxido de potasio, óxido de azufre (VI), cloruro de cobre (II), nitrato de sodio, hidróxido de hierro (II), dióxido de carbono? ? Escribe las ecuaciones de posibles reacciones en forma molecular e iónica.

106. Complete las ecuaciones de reacción, indique su tipo, nombre los productos. Escribe las ecuaciones iónicas.

1) HNO 3 + Al(OH) 3 →

2) LiOH + H 2 SO 4 →

3) KOH + SO 2 →

4) NaOH + FeCl 3 →

107. ¿Qué masa de cada producto se obtendrá al realizar las siguientes transformaciones: calcio → óxido de calcio → hidróxido de calcio → cloruro de calcio, si se tomaron 80 g de calcio?

108. Indique la naturaleza del óxido y cree la fórmula del hidróxido correspondiente (base o ácido): Na 2 O, N 2 O 5, Mn 2 O 7, CuO, SO 2, SO 3, FeO, P 2 O 5. , CaO.

109. Escriba ecuaciones para reacciones prácticamente factibles e indique su tipo. Para reacciones de intercambio, escriba ecuaciones iónicas.

1) K 2 O + H 2 O →

2) CO 2 + HNO 3 →

3) Fe 2 O 3 + H 2 SO 4 →

4) SO 3 + H 2 O →

5) FeO + H2O →

6) SO 2 + KOH →

7) CuO + Ca(OH)2 →

8) P 2 O 5 + CaO →

9) SiO 2 + Cl 2 O 7 →

110. ¿Qué masa de sal se puede obtener disolviendo óxido de magnesio en 100 g de una solución de ácido nítrico al 10%?

111. Completa las ecuaciones de reacción en forma molecular e iónica:

1) CuCl 2 + Al→

2) LiOH + FeSO 4 →

3) Ba(NO 3) 2 + Na 2 SO 4 →

4) CaCO 3 + HNO 3 →

5) FeCl 3 + KOH →

6) K 2 SiO 3 + HCl→

112. Completa las ecuaciones de posibles reacciones, indica su tipo, nombra los productos. Para reacciones de intercambio, escriba ecuaciones iónicas.

1) Na 3 PO 4 + AgNO 3 →

2) K 2 SO 4 + NaCl→

3) BaCO 3 + HCl→

4) Cu(NO 3) 2 + Zn →

5) NaCl + Ca(OH)2 →

6) Fe(NO 3) 2 + KOH →

113. Escriba las ecuaciones de todas las reacciones posibles que se pueden utilizar para obtener la sal a) cloruro de cobre (II), b) sulfato de hierro (II).

114. Haz series genéticas de metales a) sodio, b) magnesio.

115. Haga series genéticas de no metales a) azufre, b) silicio, c) fósforo.

116. Resuelva la cadena de transformaciones, indique el tipo de reacciones, las condiciones para su ocurrencia, nombre los productos:

A) Ca → CaO → Ca(OH) 2 → CaCO 3 → CO 2 → Na 2 CO 3 → MgCO 3

B) S → SO 2 → SO 3 → H 2 SO 4 → K 2 SO 4 → BaSO 4 .

117. Complete las ecuaciones de reacción y caracterícelas según todas las características conocidas:

1) Na 2 SO 4 + BaCl 2 →

2) Al + CuCl 2 →

4) CH 4 + O 2 →

118. Ordenar los coeficientes mediante el método de la balanza electrónica, indicar el agente oxidante, agente reductor, procesos de oxidación y reducción:

1) NH 3 + O 2 → NO + H 2 O

2) Al + Yo 2 → AlI 3

3) CO 2 + Mg → MgO + C

4) HNO 3 + P + H 2 O → H 3 PO 4 + NO 2

5) HCl + KMnO 4 → Cl 2 + KCl + MnCl 2 + H 2 O

119. Complete las ecuaciones de reacciones de intercambio y cree ecuaciones iónicas para ellas:

1) FeO + HNO 3 →

2) MgCO 3 + HCl →

3) Fe 2 (SO 4) 3 + KOH →

120. Complete las ecuaciones iónicas abreviadas y proponga ecuaciones moleculares para ellas:

1) OH ─ + H + →

2) SiO 3 2─ + 2 H + →

121. Resuelva la cadena de transformaciones, indique el tipo de reacciones, las condiciones para su ocurrencia, nombre los productos: Cu → CuO → CuSO 4 → Cu(OH) 2 → CuO → Cu.

122. Completa las ecuaciones de reacción y determina su tipo. Indique los estados de oxidación e indique cuáles de las reacciones son redox:

1) Al + CuSO 4 →

3) Fe + Cl 2 →

4) P 2 O 5 + H 2 O →

6) NaCl + AgNO 3 →

7) Zn + H 2 SO 4 →

123. Ordene los coeficientes utilizando el método del saldo electrónico:

1) Zn + HCl → ZnCl 2 + H 2

2) NH 3 + O 2 → NO + H 2 O

3) Al + Yo 2 → AlI 3

4) CO 2 + Mg → MgO + C

5) HNO 3 + P + H 2 O → H 3 PO 4 + NO 2

6) HCl + KMnO 4 → Cl 2 + KCl + MgCl 2 + H 2 O

7) Cu + HNO 3 → Cu(NO 3) 2 + NO 2 + H 2 O

8) K + H 2 SO 4 → K 2 SO 4 + S + H 2 O

9) K 2 S + KMnO 4 + H 2 SO 4 → S + MnSO 4 + K 2 SO 4 + H 2 O

10) Na 2 SO 3 + KIO 3 + H 2 SO 4 → I 2 + Na 2 SO 4 + K 2 SO 4 + H 2 O