В растворах электролитов реакции происходят между гидратированными ионами, поэтому их называют ионными реакциями. В направлении их важное значение имеют природа и прочность химической связи в продуктах реакции. Обычно обмен в растворах электролитов приводит к образованию соединения с более прочной химической связью. Так, при взаимодействии растворов солей хлорида бария ВаСl 2 и сульфата калия K 2 SO 4 в смеси окажутся четыре вида гидратированных ионов Ва 2 +(Н 2 О)n, Сl - (H 2 O)m, K + (H 2 O)p, SO 2 -4 (H 2 O)q, между которыми произойдет реакция по уравнению:
BaCl 2 +K 2 SO 4 =BaSO 4 +2КСl
Сульфат бария выпадет в виде осадка, в кристаллах которого химическая связь между ионами Ва 2+ и SO 2- 4 более прочная, чем связь с гидратирующими их молекулами воды. Связь же ионов К+ и Сl - лишь незначительно превышает сумму энергий их гидратации, поэтому столкновение этих ионов не приведет к образованию осадка.
Следовательно, можно сделать следующий вывод. Реакции обмена происходят при взаимодействии таких ионов, энергия связи между которыми в продукте реакции намного больше, чем сумма энергий их гидратации.
Реакции ионного обмена описываются ионными уравнения-ми. Труднорастворимые, летучие и малодиссоциированные соеди-нения пишут в молекулярной форме. Если при взаимодействии растворов электролитов не образуется ни одного из указанных видов соединения, это означает, что практически реакции не протекают.
Образование труднорастворимых соединений
Например, взаимодействие между карбонатом натрия и хлоридом бария в виде молекулярного уравнения запишется так:
Na 2 CO 3 + ВаСl 2 = BaCO 3 +2NaCl или в виде:
2Na + +СO 2- 3 +Ва 2+ +2Сl - = BaCO 3 + 2Na + +2Сl -
Прореагировали только ионы Ва 2+ и СО -2 , состояние остальных ионов не изменилось, поэтому краткое ионное уравнение примет вид:
CO 2- 3 +Ba 2+ =BaCO 3
Образование летучих веществ
Молекулярное уравнение взаимодействия карбоната кальция и соляной кислоты запишется так:
СаСO 3 +2НСl=СаСl 2 +Н 2 О+CO 2
Один из продуктов реакции - диоксид углерода СО 2 - выделился из сферы реакции в виде газа. Развернутое ионное уравнение имеет вид:
СаСО 3 +2Н + +2Сl - = Са 2+ +2Сl - +Н 2 O+CO 2
Результат реакции описывается следующим кратким ионным уравнением:
СаСO 3 +2Н + =Са 2+ +Н 2 О+CO 2
Образование малодиссоцированного соединения
Примером такой реакции служит любая реакция нейтрализации, в результате чего образуется вода - малодиссоциированное соединение:
NaOH+НСl=NaCl+Н 2 О
Na + +ОН-+Н + +Cl - = Na + +Сl - +Н 2 О
ОН-+Н+= Н 2 O
Из краткого ионного уравнения следует, что процесс выразился во взаимодействии ионов Н+ и ОН-.
Все три вида реакций идут необратимо, до конца.
Если слить растворы, например, хлорида натрия и нитрата кальция, то, как показывает ионное уравнение, никакой реакции не произойдет, так как не образуется ни осадка, ни газа, ни малодиссоциирующего соединения:
По таблице растворимости устанавливаем, что AgNO 3 , КСl, KNO 3 - растворимые соединения, AgCl - нерастворимое вещество.
Составляем ионное уравнение реакции с учетом растворимости соединений:
Краткое ионное уравнение раскрывает сущность происходящего химического превращения. Видно, что фактически приняли участие в реакции лишь ионы Ag+ и Сl - . Остальные ионы остались без изменения.
Пример 2. Составьте молекулярное и ионное уравнение реакции между: а) хлоридом железа (III) и гидроксидом калия; б) сульфатом калия и иодидом цинка.
а) Составляем молекулярное уравнение реакции между FeCl 3 и КОН:
По таблице растворимости устанавливаем, что из полученных соединений нерастворим только гидроксид железа Fe(OH) 3 . Составляем ионное уравнение реакции:
В ионном уравнении показано, что коэффициенты 3, стоящие в молекулярном уравнении, в равной степени относятся к ионам. Это общее правило составления ионных уравнений. Изобразим уравнение реакции в краткой ионной форме:
Это уравнение показывает, что в реакции принимали участие лишь ионы Fe3+ и ОН-.
б) Составим молекулярное уравнение для второй реакции:
K 2 SO 4 +ZnI 2 = 2KI+ZnSO 4
Из таблицы растворимости следует, что исходные и полученные соединения растворимы, поэтому реакция обратима, не доходит до конца. Действительно, здесь не образуется ни осадка, ни газообразного соединения, ни малодиссоциированного соединения. Составим полное ионное уравнение реакции:
2К + +SO 2- 4 +Zn 2+ +2I - + 2К + + 2I - +Zn 2+ +SO 2- 4
Пример 3. По ионному уравнению: Cu 2+ +S 2- -= CuS составить молекулярное уравнение реакции.
Ионное уравнение показывает, что в левой части уравнения Должны быть молекулы соединений, имеющих в своем составе ионы Cu 2+ и S 2-. Эти вещества должны быть растворимы в воде.
По таблице растворимости выберем два растворимых соединения, в состав которых входят катион Cu 2+ и анион S 2-. Составим молекулярное уравнение реакции между данными соединениями:
CuSO 4 +Na 2 S CuS+Na 2 SO 4
Химические свойства кислот и оснований.
Химические свойства ОСНОВАНИЙ:
1. Действие на индикаторы: лакмус - синий, метилоранж - жёлтый, фенолфталеин - малиновый,
2. Основание + кислота = Соли + вода Примечание:реакция не идёт, если и кислота, и щёлочь слабые. NaOH + HCl = NaCl + H2O
3. Щёлочь + кислотный или амфотерный оксид = соли + вода
2NaOH + SiO2 = Na2SiO3 + H2O
4. Щёлочь + соли = (новое)основание + (новая) соль прим-е:исходные вещества должны быть в растворе, а хотя бы 1 из продуктов реакции выпасть в осадок или мало растворяться. Ba(OH)2 + Na2SO4 = BaSO4+ 2NaOH
5.Слабые основания при нагреве разлагаются: Cu(OH)2+Q=CuO + H2O
6.При нормальных условиях невозможно получить гидроксиды серебра и ртути, вместо них в реакции появляются вода и соответствующий оксид: AgNO3 + 2NaOH(p) = NaNO3+Ag2O+H2O
Химические свойства КИСЛОТ:
Взаимодействие с оксидами металлов с образованием соли и воды:
CaO + 2HCl(разб.) = CaCl2 + H2O
Взаимодействие с амфотерными оксидами с образованием соли и воды:
ZnO+2HNO3=ZnNO32+H2O
Взаимодействие со щелочами с образованием соли и воды (реакция нейтрализации):
NaOH + HCl(разб.) = NaCl + H2O
Взаимодействие с нерастворимыми основаниями с образованием соли и воды, если полученная соль растворима:
CuOH2+H2SO4=CuSO4+2H2O
Взаимодействие с солями, если выпадает осадок или выделяется газ:
Сильные кислоты вытесняют более слабые из их солей:
K3PO4+3HCl=3KCl+H3PO4
Na2CO3 + 2HCl(разб.) = 2NaCl + CO2 + H2O
Металлы, стоящие в ряду активности до водорода, вытесняют его из раствора кислоты (кроме азотной кислоты HNO3 любой концентрации и концентрированной серной кислоты H2SO4), если образующаяся соль растворима:
Mg + 2HCl(разб.) = MgCl2 + H2
С азотной кислотой и концентрированной серной кислотами реакция идёт иначе:
Mg + 2H2SO4 = MgSO4 + 2H2O + SO4
Для органических кислот характерна реакция этерификации (взаимодействие со спиртами с образованием сложного эфира и воды):
CH3COOH + C2H5OH = CH3COOC2H5 + H2O
Номенклатура и химические свойства солей.
Химические свойства СОЛЕЙ
Определяются свойствами катионов и анионов, входящих в их состав.
Соли взаимодействуют с кислотами и основаниями, если в результате реакции получается продукт, который выходит из сферы реакции (осадок, газ, мало диссоциирующие вещества, например, вода):
BaCl2(тверд.) + H2SO4(конц.) = BaSO4↓ + 2HCl
NaHCO3 + HCl(разб.) = NaCl + CO2 + H2O
Na2SiO3 + 2HCl(разб.) = SiO2↓ + 2NaCl + H2O
Соли взаимодействуют с металлами, если свободный металл находится левее металла в составе соли в электрохимическом ряде активности металлов:
Cu+HgCl2=CuCl2+Hg
Соли взаимодействуют между собой, если продукт реакции выходит из сферы реакции; в том числе эти реакции могут проходить с изменением степеней окисления атомов реагентов:
CaCl2 + Na2CO3 = CaCO3↓ + 2NaCl
NaCl(разб.) + AgNO3 = NaNO3 +AgCl↓
3Na2SO3 + 4H2SO4(разб.) + K2Cr2O7 = 3Na2SO4 + Cr2(SO4)3 + 4H2O + K2SO4
Некоторые соли разлагаются при нагревании:
CuCO3=CuO+CO2
NH4NO3 = N2O + 2H2O
NH4NO2 = N2 + 2H2O
Комплексные соединения: номенклатура, состав и химические свойства.
Ионообменные реакции с участием осадков и газов.
Молекулярные и молекулярно-ионные уравнения.
Это реакции, идущие в растворах между ионами. Сущность их выражается ионными уравнениями, которые записываются так:
сильные электролиты пишутся в виде ионов, а слабые электролиты, газы, осадки (твердые вещества) – в виде молекул, независимо от того в какой части уравнения они находятся: левой или правой.
1.
AgNO 3 + HCl = AgCl↓ + HNO 3 – молекулярное уравнение;
Ag + + NO 3 – + H + + Cl – = AgCl↓ + H + + NO 3 – – ионное уравнение.
Если одинаковые ионы в обеих частях уравнения сократить, то получится краткое, или сокращенное, ионное уравнение:
Ag + + Cl – = AgCl↓.
CaCO 3 ↓ + 2H + + 2Cl – = Ca 2+ + Cl – + CO 2 + H 2 O,
CaCO 3 ↓ + 2H + = Ca 2+ + CO 2 + H 2 O.
4.
CH 3 COOH + NH 4 OH = CH 3 COONH 4 + H 2 O,
CH 3 COOH + NH 4 OH = CH 3 COO – + NH 4 + +H 2 O,
CH 3 COOH и NH 4 OH – слабые электролиты.
| 5. CH 3 COONH 4 + NaOH = CH 3 COONa + NH 4 OH | NH 3 | |
| H 2 O |
CH 3 COO – +NH 4 + + Na + + OH – = CH 3 COO – + Na + + NH 3 + H 2 O,
CH 3 COO – + NH 4 + + OH – = CH3COO – + NH 3 + H 2 O.
Реакции в растворах электролитах идут практически до конца в сторону образования осадков, газов и слабых электролитов.
4.2) Молекулярное уравнение это обычное уравнение, которыми мы часто пользуемся на уроке.
Например: NaOH+HCl -> NaCl+H2O
CuO+H2SO4 -> CuSO4+H2O
H2SO4+2KOH -> K2SO4+2H2O и т.д
Ионное уравнение.
Некоторые вещества растворяются в воде, образуя при этом ионы. Эти вещества можно записать с помощью ионов. А малорастворимые или труднорастворимые оставляем в первоначальном виде. Это и есть ионное уравнение.
Например: 1) CaCl2+Na2CO3 -> NaCl+CaCO3-молекулярное уравнение
Ca+2Cl+2Na+CO3 -> Na+Cl+CaCO3-ионное уравнение
Cl и Na остались такими же, какими они были до реакции, т.н. они не приняли в нём участие. И их можно убрать и из правой, и из левой частей уравнения. Тогда получается:
Ca+CO3 -> CaCO3
2) NaOH+HCl -> NaCl+H2O-молекулярное уравнение
Na+OH+H+Cl -> Na+Cl+H2O-ионное уравнение
Na и Cl остались такими же, какими они были до реакции, т.н. они не приняли в нём участие. И их можно убрать и из правой, и из левой частей уравнения. Тогда получается?
OH+H -> H2O
>> Химия: Ионные уравнения
Ионные уравнения
Как вам уже известно из предыдущих уроков химии, большая часть химических реакций происходит в растворах. А так как все растворы электролитов включают ионы, то можно говорить о том, что реакции в растворах электролитов сводятся к реакциям между ионами.
Вот такие реакции, которые происходят между ионами, носят название ионных реакций. А ионные уравнения – это, как раз и есть уравнения этих реакций.
Как правило, ионные уравнения реакций получают из молекулярных уравнений, но это происходит при соблюдении таких правил:
Во-первых, формулы слабых электролитов, а также нерастворимых и малорастворимых веществ, газов, оксидов и т.д. в виде ионов не записывают, исключением из этого правила является ион HSO−4, и то в разбавленном виде.
Во-вторых, в виде ионов, как правило, представляют формулы сильных кислот, щелочей, а также растворимых в воде солей. Так же следует отметить, что такая формула, как Са(ОН)2 представлена в виде ионов, в том случае, если используется известковая вода. Если же используется известковое молоко, которое содержит нерастворимые частицы Ca(OH)2, то формула в виде ионов, также не записывается.
При составлении ионных уравнений, как правило, используют полное ионное и сокращенное, то есть краткое ионное уравнения реакции. Если рассматривать ионное уравнение, которое имеет сокращенный вид, то в нем мы не наблюдаем ионов, то есть они отсутствуют обеих частях полного ионного уравнения.
Давайте рассмотрим на примерах, как записываются молекулярные, полные и сокращенные ионные уравнения:
Поэтому следует помнить, что формулы веществ, которые не распадаются, а также нерастворимые и газообразные, при составлении ионных уравнений принято записывать в молекулярном виде.
Также, следует помнить, что в том случае, если вещество выпадает в осадок, то рядом с такой формулой изображают направленную вниз стрелку (↓). Ну, а в том случае, когда в ходе реакции выделяется газообразное вещество, то рядом с формулой должен стоять такой значок, как стрелка направленная вверх ().
Давайте более подробно рассмотрим на примере. Если у нас есть раствор сульфата натрия Na2SO4, и мы к нему добавим раствор хлорида бария ВаСl2 (рис. 132), то увидим, что у нас образовался белый осадок сульфата бария BaSO4.
Посмотрите внимательно на изображение, на котором показано взаимодействие сульфата натрия и хлорида бария:
Теперь давайте запишем молекулярное уравнение реакции:
Ну, а сейчас давайте перепишем это уравнение, где будут изображены сильные электролиты в виде ионов, а реакции, которые уходят из сферы, представлены в виде молекул:
Перед нами записано полное ионное уравнение реакции.
Теперь попробуем убрать из одной м другой части равенства одинаковые ионы, то есть, те ионы, которые не принимают участия в реакции 2Na+ и 2Сl, то у нас получится сокращённое ионное уравнение реакции, которое будет иметь такой вид:
Из этого уравнения мы видим что вся сущность данной реакции сводится к взаимодействию ионов бария Ва2+ и сульфат-ионов
и что в результате образуется осадок BaSO4, даже не зависимо от того, в состав каких электролитов входили эти ионы до реакции.
Как решать ионные уравнения
И напоследок, давайте подведем итоги нашего урока и определим, как же нужно решать ионные уравнения. Мы с вами уже знаем, что все реакции, которые происходят в растворах электролитов между ионами, являются ионными реакциями. Эти реакции принято решать или описывать с помощью ионных уравнений.
Также, следует помнить, что все те соединения, которые относятся к летучим, трудно растворимым или малодиссоциированным, находят решение в молекулярной форме. Также, следует не забывать, что в том случае, когда при взаимодействии растворов электролитов не образуется ни одного из вышеперечисленных видов соединения, то это означает, что реакции практически не протекают.
Правила решения ионных уравнений
Для наглядного примера возьмем такое образование труднорастворимого соединения, как:
Nа2SО4 + ВаСl2 = ВаSО4 + 2NаСl
В ионном виде это выражение будет иметь вид:
2Nа+ +SО42- + Ва2+ + 2Сl- = BаSО4 + 2Nа+ + 2Сl-
Так как мы с вами наблюдаем, что в реакцию вступили лишь ионы бария и сульфат-ионы, а остальные ионы не прореагировали и их состояние осталось прежним. Из этого следует, что мы можем это уравнение упростить и записать в сокращенном виде:
Ва2+ + SО42- = ВаSО4
Теперь вспомним, что нам следует предпринять при решении ионных уравнений:
Во-первых, необходимо исключить из обеих частей уравнения одинаковые ионы;
Во-вторых, не следует забывать о том, что сумма электрических зарядов уравнения должна быть одинаковой, и в его правой части, и также в левой.
Инструкция
Рассмотрите пример образования труднорастворимого соединения.
Na2SO4 + BaCl2 = BaSO4 + 2NaCl
Или вариант в ионном виде:
2Na+ +SO42- +Ba2++ 2Cl- = BaSO4 + 2Na+ + 2Cl-
При решении ионных уравнений, необходимо соблюдать следующие правила:
Одинаковые ионы из обеих его частей исключаются;
Следует помнить, что сумма электрических зарядов в левой части уравнения должна быть равна сумме электрических зарядов в правой части уравнения.
Написать ионные уравнения взаимодействия между водными растворами следующих веществ: a) HCl и NaOH; б) AgNO3 и NaCl; в) К2СO3 и H2SO4; г) СН3СOOH и NaOH.
Решение. Запишите уравнения взаимодействия указанных веществ в молекулярном виде:
а) HCl + NaOH = NaCl + H2O
б) AgNO3 + NaCl = AgCl + NaNO3
в) K2CO3 + H2SO4 = K2SO4 + CO2 + H2O
г) СН3СOOH + NaOH = CH3COONa + H2O
Отметьте, что взаимодействие этих веществ возможно, ибо в результате происходит связывание ионов с образованием либо слабых (Н2О), либо труднорастворимого вещества (AgCl), либо газа (СO2).
Исключив одинаковые ионы из левых и правых частей равенства (в случае варианта а) – ионы и , в случае б) – ионы натрия и -ионы, в случае в) – ионы калия и сульфат-ионы), г) – ионы натрия, получите решение этих ионных уравнений:
а) H+ + OH- = H2O
б) Ag+ + Cl- = AgCl
в) CO32- + 2H+ = CO2 + H2O
г) СН3СOOH + OH- = CH3COO- + H2O
Довольно часто в самостоятельных и контрольных работах встречаются задания, предполагающие решение уравнений реакций. Однако без некоторых знаний, навыков и умений даже самые простые химические уравнения не написать.
Инструкция
Прежде всего нужно изучить основные органических и неорганических соединений. На крайний случай можно иметь перед собой подходящую шпаргалку, которая сможет помочь во время выполнения задания. После тренировки все равно в памяти отложатся необходимые знания и умения.
Базовым является материал, охватывающий , а также способы получения каждого соединений. Обычно они представлены в виде общих схем, например: 1. + основание = соль + вода
2. кислотный оксид + основание = соль + вода
3. основный оксид + кислота = соль + вода
4. металл + (разб) кислота = соль + водород
5. растворимая соль + растворимая соль = нерастворимая соль + растворимая соль
6. растворимая соль + = нерастворимое основание + растворимая соль
Имея перед глазами таблицу растворимости солей, и , а также схемы-шпаргалки, можно по ним решать уравнения
реакций. Важно только иметь полный перечень таких схем, а также сведения о формулах и названиях различных классов органических и неорганических соединений.
После того, как удастся само уравнение, необходимо проверить правильность написания химических формул. Кислоты, соли и основания легко проверяются по таблице растворимости, в которой указаны заряды ионов кислотных остатков и металлов. Важно помнить, что любая должна быть в целом электронейтральна, то есть, количество положительных зарядов должно совпадать с количеством отрицательных. Обязательно при этом учитываются индексы, которые перемножаются на соответствующие заряды.
Если и этот этап пройден и имеется уверенность в правильности написания уравнения
химической реакции
, то можно теперь смело расставлять коэффициенты. Химическое уравнение представляет собой условную запись реакции
с помощью химических символов, индексов и коэффициентов. На этом этапе выполнения задания обязательно нужно придерживаться правил: Коэффициент ставится перед химической формулой и относится ко всем элементам, входящим в состав вещества.
Индекс ставится после химического элемента немного внизу, и относится только к стоящему слева от него химическому элементу.
Если группа (например, кислотный остаток или гидроксильная группа) стоит в скобках, то нужно усвоить, что два, рядом стоящих индекса (перед скобкой и после нее) перемножаются.
При подсчете атомов химического элемента коэффициент умножается (не складывается!) на индекс.
Далее подсчитывается количество каждого химического элемента таким образом, чтобы суммарное число элементов, входящих в состав исходных веществ совпадало с числом атомов, входящих в состав соединений, образовавшихся продуктов реакции . Путем анализа и применения, вышеизложенных, правил можно научиться решать уравнения реакций, входящих в состав цепочек веществ.
При нейтрализации любой сильной кислоты любым сильным основанием на каждый моль образующейся воды выделяется около теплоты:
Это говорит о том, что подобные реакции сводятся к одному процессу. Уравнение этого процесса мы получим, если рассмотрим подробнее одну из приведенных реакций, например, первую. Перепишем ее уравнение, записывая сильные электролиты в ионной форме, поскольку они существуют в растворе в виде ионов, а слабые - в молекулярной, поскольку они находятся в растворе преимущественно в виде молекул (вода - очень слабый электролит, см. § 90):
Рассматривая получившееся уравнение, видим, что в ходе реакции ионы и не претерпели изменений. Поэтому перепишем уравнение еще раз, исключив эти ионы из обеих частей уравнения. Получим:
Таким образом, реакции нейтрализации любой сильной кислоты любым сильным основанием сводятся к одному и тому же процессу - к образованию молекул воды из ионов водорода и гидроксид-ионов. Ясно, что тепловые эффекты этих реакций тоже должны быть одинаковы.
Строго говоря, реакция образования воды из ионов обратима, что можно выразить уравнением
Однако, как мы увидим ниже, вода - очень слабый электролит и диссоциирует лишь в ничтожно малой степени. Иначе говоря, равновесие между молекулами воды и ионами сильно смещено в сторону образования молекул. Поэтому практически реакция нейтрализации сильной кислоты сильным основанием протекает до конца.
При смешивании раствора какой-либо соли серебра с соляной кислотой или с раствором любой ее соли всегда образуется характерный белый творожистый осадок хлорида серебра:
Подобные реакции также сводятся к одному процессу. Для того чтобы получить его ионно-молекулярное уравнение, перепишем, например, уравнение первой реакции, записывая сильные электролиты, как и в предыдущем примере, в ионной форме, а вещество, находящееся в осадке, в молекулярной:
Как видно, ионы и не претерпевают изменений в ходе реакции. Поэтому исключим их и перепишем уравнение еще раз:
Это и есть ионно-молекулярное уравнение рассматриваемого процесса.
Здесь также надо иметь в виду, что осадок хлорида серебра находится в равновесии с ионами и в растворе, так что процесс, выраженный последним уравнением, обратим:
Однако, вследствие малой растворимости хлорида серебра, это равновесие очень сильно смещено вправо. Поэтому можно считать, что реакция образования из ионов практически доходит до конца.
Образование осадка будет наблюдаться всегда, когда в одном растворе окажутся в значительной концентрации ионы и . Поэтому с помощью ионов серебра можно обнаружить присутствие в растворе ионов и, наоборот, с помощью хлорид-ионов - присутствие ионов серебра; ион может служить реактивом на ион , а ион - реактивом на ион .
В дальнейшем мы будем широко пользоваться ионно-молекулярной формой записи уравнений реакций с участием электролитов.
Для составления ионно-молекулярных уравнений надо знать, какие соли растворимы в воде и какие практически нерастворимы. Общая характеристика растворимости в воде важнейших солей приведена в табл. 15.
Таблица 15. Растворимость важнейших солей в воде
Ионно-молекулярные уравнения помогают понять особенности протекания реакций между электролитами. Рассмотрим в качеству примера несколько реакций, протекающих с участием слабых кислот и оснований.
Как уже говорилось, нейтрализация любой сильной кислоты любым сильным основанием сопровождается одним и тем же тепловым эффектом, так как она сводится к одному и тому же процессу - образованию молекул воды из ионов водорода и гидроксид-иона.
Однако при нейтрализации сильной кислоты слабым основанием, слабой кислоты сильным или слабым основанием тепловые эффекты различны. Напишем ионно-молекулярные уравнения подобных реакций.
Нейтрализация слабой кислоты (уксусной) сильным основанием (гидроксидом натрия):
Здесь сильные электролиты - гидроксид натрия и образующаяся соль, а слабые - кислота и вода:
Как видно, не претерпевают изменении в ходе реакции только ионы натрия. Поэтому ионно-молекулярное уравнение имеет вид:
Нейтрализация сильной кислоты (азотной) слабым основанием (гидроксидом аммония):
Здесь в виде ионов мы должны записать кислоту и образующуюся соль, а в виде молекул - гидроксид аммония и воду:
Не претерпевают изменений ионы . Опуская их, получаем ионно-молекулярное уравнение:
Нейтрализация слабой кислоты (уксусной) слабым основанием (гидроксидом аммония):
В этой реакции все вещества, кроме образующейся слабые электролиты. Поэтому ионно-молекулярная форма уравнения имеет вид:
Сравнивая между собой полученные ионно-молекулярные уравнения, видим, что все они различны. Поэтому понятно, что неодинаковы и теплоты рассмотренных реакций.
Как уже указывалось, реакции нейтрализации сильных кислот сильными основаниями, в ходе которых ионы водорода и гидроксид-ионы соединяются в молекулу воды, протекают практически до конца. Реакции же нейтрализации, в которых хотя бы одно из исходных веществ - слабый электролит и при которых молекулы малоднссоциирующих веществ имеются не только в правой, но и в левой части ионно-молекулярного уравнения, протекают не до конца.
Они доходят до состояния равновесия, при котором соль сосуществует с кислотой и основанием, от которых она образована. Поэтому уравнения подобных реакций правильнее записывать как обратимые реакции.
