Réactions redox. Réactions d'échange d'ions, conditions de leur réalisation (en prenant l'exemple de deux réactions)

Les réactions d'échange d'ions sont des réactions dans des solutions aqueuses entre électrolytes qui se produisent sans modification des états d'oxydation des éléments qui les forment.

Une condition nécessaire à la réaction entre les électrolytes (sels, acides et bases) est la formation d'une substance légèrement dissociante (eau, acide faible, hydroxyde d'ammonium), d'un précipité ou d'un gaz.

Considérons la réaction qui aboutit à la formation d'eau. De telles réactions incluent toutes les réactions entre n’importe quel acide et n’importe quelle base. Par exemple, la réaction de l'acide nitrique avec l'hydroxyde de potassium :

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

Matières premières, c'est-à-dire l'acide nitrique et l'hydroxyde de potassium, ainsi que l'un des produits, à savoir le nitrate de potassium, sont des électrolytes forts, c'est-à-dire en solution aqueuse, ils existent presque exclusivement sous forme d'ions. L'eau résultante appartient aux électrolytes faibles, c'est-à-dire ne se désintègre pratiquement pas en ions. Ainsi, l'équation ci-dessus peut être réécrite avec plus de précision en indiquant l'état réel des substances dans une solution aqueuse, c'est-à-dire sous forme d'ions :

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

Comme le montre l'équation (2), avant et après la réaction, les ions NO 3 − et K + sont présents dans la solution. En d’autres termes, essentiellement, les ions nitrate et les ions potassium n’ont pas du tout participé à la réaction. La réaction s'est produite uniquement en raison de la combinaison de particules H + et OH − dans des molécules d'eau. Ainsi, en effectuant une réduction algébrique d'ions identiques dans l'équation (2) :

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

nous obtiendrons :

H + + OH ‑ = H 2 O (3)

Les équations de la forme (3) sont appelées équations ioniques abrégées, tapez (2) - équations ioniques complètes, et tapez (1) - équations de réaction moléculaire.

En fait, l’équation ionique d’une réaction reflète au maximum son essence, précisément ce qui rend son apparition possible. Il convient de noter qu’à une équation ionique abrégée peut correspondre de nombreuses réactions différentes. En effet, si l'on prend, par exemple, non pas l'acide nitrique, mais l'acide chlorhydrique, et qu'à la place de l'hydroxyde de potassium on utilise, disons, de l'hydroxyde de baryum, on a l'équation moléculaire suivante de la réaction :

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

L'acide chlorhydrique, l'hydroxyde de baryum et le chlorure de baryum sont des électrolytes forts, c'est-à-dire qu'ils existent en solution principalement sous forme d'ions. L’eau, comme indiqué ci-dessus, est un électrolyte faible, c’est-à-dire qu’elle existe en solution presque uniquement sous forme de molécules. Ainsi, équation ionique complète Cette réaction ressemblera à ceci :

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

Annulons les mêmes ions à gauche et à droite et obtenons :

2H + + 2OH − = 2H 2 O

En divisant les côtés gauche et droit par 2, on obtient :

H + + OH − = H 2 O,

Reçu équation ionique abrégée coïncide complètement avec l'équation ionique abrégée pour l'interaction de l'acide nitrique et de l'hydroxyde de potassium.

Lorsque vous composez des équations ioniques sous forme d'ions, écrivez uniquement les formules :

1) acides forts (HCl, HBr, HI, H 2 SO 4, HNO 3, HClO 4) (la liste des acides forts doit être apprise !)

2) bases fortes (hydroxydes d'alcalis (ALM) et de métaux alcalino-terreux (ALM))

3) sels solubles

Les formules s'écrivent sous forme moléculaire :

1) Eau H2O

2) Acides faibles (H 2 S, H 2 CO 3, HF, HCN, CH 3 COOH (et autres, presque tous organiques))

3) Bases faibles (NH 4 OH et presque tous les hydroxydes métalliques sauf métaux alcalins et métaux alcalins

4) Sels légèrement solubles (↓) (« M » ou « H » dans le tableau de solubilité).

5) Oxydes (et autres substances qui ne sont pas des électrolytes)

Essayons d'écrire l'équation entre l'hydroxyde de fer (III) et l'acide sulfurique. Sous forme moléculaire, l'équation de leur interaction s'écrit comme suit :

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

L'hydroxyde de fer (III) correspond à la désignation « H » dans le tableau de solubilité, qui nous renseigne sur son insolubilité, c'est-à-dire dans l'équation ionique, il faut l'écrire dans son intégralité, c'est-à-dire sous forme de Fe(OH) 3 . L'acide sulfurique est soluble et appartient aux électrolytes forts, c'est-à-dire qu'il existe en solution principalement à l'état dissocié. Le sulfate de fer (III), comme presque tous les autres sels, est un électrolyte puissant et, comme il est soluble dans l’eau, il doit être écrit sous forme d’ion dans l’équation ionique. En tenant compte de tout ce qui précède, nous obtenons une équation ionique complète de la forme suivante :

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

En réduisant les ions sulfate à gauche et à droite, on obtient :

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

En divisant les deux côtés de l’équation par 2, nous obtenons l’équation ionique abrégée :

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

Examinons maintenant la réaction d'échange d'ions qui produit un précipité. Par exemple, l'interaction de deux sels solubles :

Les trois sels - le carbonate de sodium, le chlorure de calcium, le chlorure de sodium et le carbonate de calcium (oui, ça aussi) - sont des électrolytes puissants et tous, à l'exception du carbonate de calcium, sont solubles dans l'eau, c'est-à-dire sont impliqués dans cette réaction sous forme d’ions :

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

En annulant les mêmes ions à gauche et à droite dans cette équation, nous obtenons l'équation ionique abrégée :

CO 3 2- + Ca 2+ = CaCO 3 ↓

La dernière équation reflète la raison de l'interaction des solutions de carbonate de sodium et de chlorure de calcium. Les ions calcium et les ions carbonate se combinent pour former des molécules neutres de carbonate de calcium qui, lorsqu'elles sont combinées les unes avec les autres, donnent naissance à de petits cristaux de précipité de CaCO 3 de structure ionique.

Considérons la troisième condition pour l'apparition de réactions d'échange d'ions - la formation de gaz. À proprement parler, uniquement grâce à l'échange d'ions, la formation de gaz n'est possible que dans de rares cas, par exemple lors de la formation de sulfure d'hydrogène gazeux :

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

Dans la plupart des autres cas, du gaz se forme à la suite de la décomposition de l'un des produits de la réaction d'échange d'ions. Par exemple, vous devez savoir avec certitude dans le cadre de l'examen d'État unifié qu'avec la formation de gaz, en raison de l'instabilité, des produits tels que H 2 CO 3, NH 4 OH et H 2 SO 3 se décomposent :

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

En d’autres termes, si un échange d’ions produit de l’acide carbonique, de l’hydroxyde d’ammonium ou de l’acide sulfureux, la réaction d’échange d’ions se déroule en raison de la formation d’un produit gazeux :

Écrivons les équations ioniques de toutes les réactions ci-dessus conduisant à la formation de gaz. 1) Pour la réaction :

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

Le sulfure de potassium et le bromure de potassium s'écriront sous forme ionique, car sont des sels solubles, ainsi que l'acide bromhydrique, car fait référence aux acides forts. Le sulfure d'hydrogène, étant un gaz peu soluble qui se dissocie mal en ions, s'écrira sous forme moléculaire :

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

En réduisant les ions identiques, nous obtenons :

S 2- + 2H + = H 2 S

2) Pour l'équation :

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

Sous forme ionique, Na 2 CO 3, Na 2 SO 4 s'écriront sous forme de sels hautement solubles et H 2 SO 4 sous forme d'acide fort. L'eau est une substance peu dissociée, et le CO 2 n'est pas du tout un électrolyte, leurs formules s'écriront donc sous forme moléculaire :

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) pour l'équation :

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

Les molécules d'eau et d'ammoniac seront écrites dans leur intégralité, et NH 4 NO 3, KNO 3 et KOH seront écrites sous forme ionique, car tous les nitrates sont des sels hautement solubles et KOH est un hydroxyde de métal alcalin, c'est-à-dire base solide :

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

NH 4 + + OH − = H 2 O + NH 3

Pour l'équation :

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

L’équation complète et abrégée ressemblera à :

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

1. Réactions redox. Agent oxydant et agent réducteur (en prenant l'exemple de deux réactions).

Les réactions redox se produisent avec un changement du degré d'oxydation. Les réactions répandues de ce type sont les réactions de combustion. Cela inclut également les réactions d'oxydation lentes (corrosion des métaux, décomposition des substances organiques).

L'état d'oxydation d'un élément montre le nombre d'électrons déplacés (attirés ou abandonnés). Dans les substances simples, il est égal à zéro. Dans les composés binaires (constitués de 2 éléments), elle est égale à la valence, qui est précédée d'un signe (c'est pourquoi on l'appelle parfois « charge conditionnelle »).

Dans les substances composées de 3 éléments ou plus, le nombre d'oxydation peut être calculé à l'aide d'une équation, prenant le nombre d'oxydation inconnu comme « x » et équivalant à la quantité totale à zéro. Par exemple, dans l'acide nitrique HNO 3 l'état d'oxydation de l'hydrogène est +1, l'oxygène est −2, on obtient l'équation : +1 + x −2 3 = 0

Un élément qui gagne des électrons s’appelle agent oxydant. Un élément qui donne des électrons (donnant des électrons) est appelé agent réducteur.

2 e − _ l ↓ Fe 0 + S 0 = Fe +2 S −2

Lorsque les poudres de fer et de soufre sont chauffées, du sulfure de fer se forme. Le fer est un agent réducteur (s'oxyde), le soufre est un agent oxydant (réduit).

S 0 + O 2 0 = S +4 O 2 −2

Dans cette réaction, le soufre est un agent réducteur, l'oxygène est un agent oxydant. De l'oxyde de soufre (IV) se forme

Un exemple impliquant une substance complexe peut être donné :

Zn 0 + 2H +1 Cl = Zn +2 Cl 2 + H 2 0

le zinc est un agent réducteur, l'acide chlorhydrique hydrogène est un agent oxydant.

Vous pouvez donner un exemple impliquant une substance complexe et créer une balance électronique :

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

Billet numéro 8

1. Réactions d'échange d'ions, conditions de leur réalisation (en prenant l'exemple de deux réactions). La différence entre les réactions d'échange d'ions et les réactions redox.

Les réactions d'échange dans les solutions électrolytiques sont appelées réactions d'échange d'ions. Ces réactions se terminent dans 3 cas :

1. Si à la suite de la réaction un précipité se forme (une substance insoluble ou légèrement soluble se forme, qui peut être déterminée à partir du tableau de solubilité) : CuSO 4 + BaCl 2 = BaSO 4 ↓ + CuCl 2

2. Si du gaz est libéré (souvent formé lors de la décomposition d'acides faibles) : Na 2 CO 3 + 2HCl = 2NaCl + H 2 O + CO 2

3. Si une substance légèrement dissociée se forme. Par exemple, eau, acide acétique : HCl + NaOH = NaCl + H 2 O

Cela est dû à un déplacement de l'équilibre chimique vers la droite, provoqué par l'élimination de l'un des produits de la zone de réaction.

Les réactions d'échange d'ions ne s'accompagnent pas de transfert d'électrons et de modifications de l'état d'oxydation des éléments, contrairement aux réactions redox.

Si on vous demande d'écrire une équation sous forme ionique, vous pouvez vérifier l'orthographe correcte des ions à l'aide du tableau de solubilité. N'oubliez pas de changer les index en coefficients. Nous ne séparons pas les substances insolubles, les gaz libérés, l'eau (et autres oxydes) en ions.

Cu 2+ + SO 4 2− + Ba 2+ + 2Cl − = BaSO 4 ↓ + Cu 2+ + 2Cl − Rayez les ions inchangés.

96. 161 g de sel de Glauber Na 2 SO 4 ∙10H 2 O ont été dissous dans 180 ml d'eau. Quelle sera la fraction massique de sulfate de sodium dans la solution résultante ? Combien d’ions de chaque type contient-il ?

97. Écrivez les équations de dissociation électrolytique des substances :

A) hydroxyde de lithium

B) carbonate de potassium

B) nitrate de baryum

D) acide sulfureux

E) sulfate de chrome (III)

E) phosphate de potassium

98. Écrivez quatre équations pour la dissociation électrolytique de substances qui ne forment que des ions sulfate sous forme d'anions.

99. Écrivez les formules des substances qui se dissocient en ions dans l'eau :

A) Ba 2+ et Cl ─

B) Fe 3+ et NO 3 ─

B) H + et SO 4 2─

D) K + et OH ─

100. Écrivez les équations moléculaires et ioniques de réactions pratiquement réalisables :

A) Na 2 CO 3 + Ca(NON 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(NO3)3 + KOH→

101. Écrivez deux équations moléculaires dont l'essence est exprimée par l'équation ionique a) Ba 2+ + SO 4 2─ → BaSO 4 ↓, b) H + + OH - → H 2 O.

102. Complétez les équations de réaction, indiquez leur type, nommez les produits. Pour les réactions d'échange, écrivez des équations ioniques.

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. Avec laquelle des substances suivantes une solution d'acide sulfurique réagira-t-elle : oxyde de silicium (IV), hydroxyde de lithium, nitrate de baryum, acide chlorhydrique, oxyde de potassium, silicate de sodium, nitrate de potassium, hydroxyde de fer (II) ? Écrivez les équations des réactions possibles sous forme moléculaire et ionique.

104. Quelle quantité de substance et quelle masse de chaque produit sera obtenue en effectuant les transformations suivantes : soufre → oxyde de soufre (IV) → acide sulfureux → sulfite de baryum, si 16 g de soufre étaient pris ?

105. Avec laquelle des substances suivantes une solution d'hydroxyde de baryum réagira-t-elle : acide nitrique, oxyde de sodium, chlorure d'ammonium, hydroxyde de potassium, oxyde de soufre (VI), chlorure de cuivre (II), nitrate de sodium, hydroxyde de fer (II), dioxyde de carbone ? Écrivez les équations des réactions possibles sous forme moléculaire et ionique.

106. Complétez les équations de réaction, indiquez leur type, nommez les produits. Notez les équations ioniques.

1) HNO 3 + Al(OH) 3 →

2) LiOH + H 2 SO 4 →

3) KOH + SO 2 →

4) NaOH + FeCl3 →

107. Quelle masse de chaque produit sera obtenue en effectuant les transformations suivantes : calcium → oxyde de calcium → hydroxyde de calcium → chlorure de calcium, si 80 g de calcium étaient prélevés ?

108. Indiquer la nature de l'oxyde et créer la formule de l'hydroxyde correspondant (base ou acide) : Na 2 O, N 2 O 5, Mn 2 O 7, CuO, SO 2, SO 3, FeO, P 2 O 5 , CaO.

109. Écrivez les équations des réactions pratiquement réalisables et indiquez leur type. Pour les réactions d'échange, écrivez des équations ioniques.

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 + H 2 O →

6) SO 2 + KOH →

7) CuO + Ca(OH)2 →

8) P2O5 + CaO →

9) SiO 2 + Cl 2 O 7 →

110. Quelle masse de sel peut-on obtenir en dissolvant de l'oxyde de magnésium dans 100 g d'une solution à 10 % d'acide nitrique ?

111. Complétez les équations de réaction sous forme moléculaire et ionique :

1) CuCl2 + 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. Complétez les équations des réactions possibles, indiquez leur type, nommez les produits. Pour les réactions d'échange, écrivez des équations ioniques.

1) Na 3 PO 4 + AgNO 3 →

2) K 2 SO 4 + NaCl →

3) BaCO 3 + HCl →

4) Cu(NON 3) 2 + Zn →

5) NaCl + Ca(OH)2 →

6) Fe(NO 3) 2 + KOH →

113. Notez les équations de toutes les réactions possibles qui peuvent être utilisées pour obtenir le sel a) le chlorure de cuivre (II), b) le sulfate de fer (II).

114. Fabriquer des séries génétiques de métaux a) sodium, b) magnésium.

115. Constituent des séries génétiques de non-métaux a) soufre, b) silicium, c) phosphore.

116. Résoudre la chaîne de transformations, indiquer le type de réactions, les conditions de leur apparition, nommer les produits :

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. Complétez les équations de réaction et caractérisez-les selon toutes les caractéristiques connues :

1) Na 2 SO 4 + BaCl 2 →

2) Al + CuCl2 →

4) CH 4 + O 2 →

118. Disposez les coefficients selon la méthode de la balance électronique, indiquez les procédés d'oxydant, d'agent réducteur, d'oxydation et de réduction :

1) NH 3 + O 2 → NON + H 2 O

2) Al + I 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. Complétez les équations des réactions d'échange et créez pour elles des équations ioniques :

1) FeO + HNO3 →

2) MgCO 3 + HCl →

3) Fe 2 (SO 4) 3 + KOH →

120. Complétez les équations ioniques abrégées et proposez-leur des équations moléculaires :

1) OH ─ + H + →

2) SiO 3 2─ + 2 H + →

121. Résolvez la chaîne de transformations, indiquez le type de réactions, les conditions de leur apparition, nommez les produits : Cu → CuO → CuSO 4 → Cu(OH) 2 → CuO → Cu.

122. Complétez les équations de réaction et déterminez leur type. Indiquez les états d'oxydation et indiquez lesquelles des réactions sont redox :

1) Al + CuSO4 →

3) Fe + Cl2 →

4) P2O5 + H2O →

6) NaCl + AgNO 3 →

7) Zn + H 2 SO 4 →

123. Disposez les coefficients selon la méthode de la balance électronique :

1) Zn + HCl → ZnCl 2 + H 2

2) NH 3 + O 2 → NON + H 2 O

3) Al + I 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