Ионные уравнения реакции калия с водой

Ионные уравнения

Ионные уравнения — неотъемлемая часть сложной и интересной химической науки. Такие уравнения позволяют наглядно увидеть, какие ионы вступают в химические превращения. В виде ионов записывают вещества, которые подвергаются электролитической диссоциации. Разберем историю вопроса, алгоритм составления ионных уравнений и примеры задач.

ИСТОРИЯ ВОПРОСА

Еще древние алхимики, проводя нехитрые химические реакции в поисках философского камня и записывая в толстые фолианты результаты своих исследований, использовали определенные знаки для химических веществ. У каждого ученого была своя система, что неудивительно: каждый хотел защитить свои тайные знания от происков завистников и конкурентов. И лишь в VIII веке появляются единые обозначения для некоторых элементов.

В 1615 году Жан Бегун в своей книге «Начала химии», что по праву считается одним из первых учебников в этом разделе естествознания, предложил использовать условные обозначения для записи химических уравнений. И лишь в 1814 году шведский химик Йонс Якоб Берцелиус создал систему химических символов на основе одной или двух первых букв латинского названия элемента, подобную той, с которой ученики знакомятся на уроках.

В восьмом классе (параграф 12, учебник «Химия. 8 класс» под редакцией В.В. Еремина) ребята научились составлять молекулярные уравнения реакций, где и реагенты, и продукты реакций представлены в виде молекул.

Однако это упрощенный взгляд на химические превращения. И об этом задумывались ученые уже в XVIII веке.

Аррениус в результате своих экспериментов выяснил, что растворы некоторых веществ проводят электрический ток. И доказал, что вещества, обладающие электропроводностью, в растворах находятся в виде ионов: положительно заряженных катионов и отрицательно заряженных анионов. И именно эти заряженные частицы вступают в реакции.

ЧТО ТАКОЕ ИОННЫЕ УРАВНЕНИЯ

Ионные уравнения реакций — это химические равенства, в которых вещества, вступающие в реакцию, и продукты реакций обозначены в виде диссоциированных ионов. Уравнения данного типа подходят для записи химических реакций замещения и обмена в растворах.

Ионные уравнения — неотъемлемая часть сложной и интересной химической науки. Такие уравнения позволяют наглядно увидеть, какие ионы вступают в химические превращения. В виде ионов записывают вещества, которые подвергаются электролитической диссоциации (тема подробно разбирается в параграфе 10, учебник «Химия. 9 класс» под редакцией В.В. Еремина). В виде молекул записывают газы, вещества, выпадающие в осадок, и слабые электролиты, которые практически не диссоциируют. Газы обозначаются стрелкой вверх (↑), субстанции, выпадающие в осадок, стрелкой вниз (↓).

ОСОБЕННОСТИ ИОННЫХ УРАВНЕНИЙ

1. Реакции ионного обмена, в отличие от окислительно-восстановительных реакций, протекают без нарушения валентности веществ, вступающих в химические превращения.

— окислительно-восстановительная реакция

— реакция ионного обмена

2. Реакции между ионами протекают при условии образования в ходе реакции плохорастворимого осадка, выделения летучего газа или образования слабых электролитов.

Удивительно, что реакции обмена могут проходить даже с нерастворимыми солями слабых кислот. В этом случае сильная кислота вытесняет слабую из ее солей. В качестве примера можно привести сокращенное ионное уравнение разведения карбоната кальция в сильных кислотах.

АЛГОРИТМ СОСТАВЛЕНИЯ ИОННОГО УРАВНЕНИЯ

Записываем молекулярное уравнение химического процесса.

Балансируем молекулярное уравнение с помощью коэффициентов.

Чтобы правильно сбалансировать равенство, нужно вспомнить закон сохранения массы веществ (параграф 12, «Химия. 8 класс» под редакцией В.В. Еремина), согласно которому в ходе химических превращений новые атомы не появляются, а старые не разрушаются. Т.е. число атомов в продуктах реакции равно числу атомов в исходных веществах. Помним, что водород и кислород уравниваем в последнюю очередь.

Определяем, какие вещества в химической реакции диссоциируют, т.е. распадаются на ионы.

Записываем в виде ионов:

• растворимые соли;
• сильные кислоты (H₂SO₄, HNO₃, HCl и др.);
• растворимые в воде основания.

Записываем в виде молекул:

• нерастворимые соли;
• слабые кислоты, щелочи, вода;
• оксиды;
• газы;
• простые вещества;
• большинство органических соединений.

Если есть сомнения в растворимости реагента или продукта реакции, можно проверить по специальной таблице, которая является справочным материалом, ей можно пользоваться на различных экзаменах.

В таблице, помимо растворимости соединений, представлены также заряды катионов и анионов, участвующих в реакциях.

Определяем многоатомные ионы.

Это необходимо сделать, т.к. данные соединения не разлагаются на отдельные атомы и имеют свой заряд. Чаще всего в химических превращениях участвуют следующие многоатомные ионы:

Записываем равенство таким образом, чтобы все диссоциирующие субстанции были представлены в виде катионов и анионов.

Проверяем, чтобы уравнение было сбалансировано, т.е. количество различных атомов в частях с реагентами и продуктами реакции совпадало.

На данном этапе мы получили полное ионное уравнение.

Вычеркиваем идентичные ионы в обеих частях равенства, т.е. катионы и анионы с одинаковыми нижними индексами и зарядами, и переписываем равенство без данных ионов.

Проверяем, чтобы количество атомов элементов совпадало в правой и левой частях уравнения. Таким образом получаем краткое ионное уравнение.

ПРИМЕРЫ

Задача 1

Выясните, произойдет ли химическое взаимодействие между растворами гидроксида калия и хлорида аммония. (Записать для реакции молекулярное, полное ионное и сокращенное ионное уравнение.)

Записываем молекулярное уравнение, проверяем коэффициенты.

Помним, что гидроксид аммония — нестабильное соединение и разлагается на аммиак и воду.

Записываем окончательное уравнение:

NB! Благодаря летучести и резкому раздражающему запаху 3%-й раствор NH₃ называется «нашатырный спирт» и используется в медицине.

Подсматривая в таблицу растворимости, помечаем полное ионное уравнение, не забывая о зарядах ионов.

Вычеркивая идентичные катионы и анионы в обеих частях реакции, составляем краткое ионное уравнение.

Делаем вывод: химическая реакция между гидроксидом калия и хлоридом аммония протекает с образованием воды и выделением аммиака — летучего газа с резким запахом.

Задача 2

А сейчас выполним задание из учебника «Химия. 9 класс» под редакцией В.В. Еремина.

Налейте в пробирку 1 мл раствора карбоната натрия и аккуратно прилейте к нему пару капелек соляной кислоты.

Составьте уравнение реакции, напишите полное и сокращенное ионные уравнения.

Записываем реакцию в молекулярном виде, расставляем коэффициенты, если это необходимо.

Подсматривая в таблицу растворимости, записываем полное ионное уравнение, не забывая отмечать заряды ионов.

Вычеркивая одинаковые катионы и анионы в правой и левой частях равенства, составляем краткое ионное уравнение.

Вопрос «Что происходит?» остался без ответа. К сожалению, в домашних условиях этот опыт осуществить трудновато, так как стиральной содой уже давно никто не пользуется, да и соляную кислоту в аптеке уже не продают. Но примерно такой же визуальный эффект можно наблюдать, если смешать раствор пищевой соды с раствором уксусной кислоты.

Источник

Свойства калия и его взаимодействие с водой

Почему его нельзя хранить на открытом воздухе

Калий — девятнадцатый элемент периодической таблицы Менделеева, относится к щелочным металлам. Это простое вещество, которое при нормальных условиях пребывает в твердом агрегатном состоянии. Закипает калий при температуре 761 °С. Температура плавления элемента — 63 °С. Калий имеет серебристо-белую окраску с металлическим блеском.

Химические свойства калия

Калий — элемент, обладающий высокой химической активностью, поэтому его нельзя хранить на открытом воздухе: щелочной металл моментально вступает в реакцию с окружающими веществами. Этот химический элемент относится к I группе и IV периоду таблицы Менделеева. Калий обладает всеми характерными для металлов свойствами.

Он взаимодействует с простыми веществами, к которым относятся галогены (бром, хлор, фтор, иод) и фосфор, сера, азот и кислород. Взаимодействие калия с кислородом называется окислением. В течение этой химической реакции кислород и калий расходуются в молярном соотношении 4:1, в результате чего образуется оксид калия в количестве двух частей. Такое взаимодействие можно выразить уравнением реакции:

Во время горения калия наблюдается пламя ярко-фиолетового цвета.

Такое взаимодействие считается качественной реакцией на определение калия. Реакции калия с галогенами называются в соответствии с названиями химических элементов: это фторирование, иодирование, бромирование, хлорирование. Такие взаимодействия являются реакциями присоединения. Пример — реакция между калием и хлором, в результате которой образуется хлорид калия. Для проведения такого взаимодействия берут два моля калия и один моль хлора. В результате образуется два моля калия:

При горении на открытом воздухе калий и азот расходуются в молярном соотношении 6:1. В результате такого взаимодействия образуется нитрид калия в количестве двух частей:

Соединение представляет собой кристаллы зелено-черного цвета. С фосфором калий реагирует по такому же принципу. Если взять 3 моля калия и 1 моль фосфора, получится 1 моль фосфида:

Калий реагирует с водородом, образуя гидрид:

Все реакции присоединения происходят при высоких температурах

Взаимодействие калия со сложными веществами

К сложным веществам, с которыми вступает в реакцию калий, относятся вода, соли, кислоты и оксиды. Так как калий — активный металл, он вытесняет атомы водорода из их соединений. Пример — реакция, происходящая между калием и соляной кислотой. Для ее проведения берется по 2 моля калия и кислоты. В результате реакции образуется 2 моля хлорида калия и 1 моль водорода:

2К + 2НСІ = 2КСІ + Н₂

Более детально стоит рассмотреть процесс взаимодействия калия с водой. Калий бурно взаимодействует с водой. Он движется по поверхности воды, его подталкивает выделяющийся водород:

2K + 2H₂O = 2KOH + H₂↑

В ходе реакции в единицу времени выделяется много тепла, что приводит к воспламенению калия и выделяющегося водорода. Это очень интересный процесс: при контакте с водой калий мгновенно воспламеняется, фиолетовое пламя потрескивает и быстро передвигается по поверхности воды. В конце реакции происходит вспышка с разбрызгиванием капель горящего калия и продуктов реакции.

Основной конечный продукт реакции калия с водой — гидроксид калия (щелочь). Уравнение реакции калия с водой:

4K + 2H₂O + O₂ = 4KOH

Внимание! Не пытайтесь повторить этот опыт самостоятельно!

При неправильном проведении эксперимента можно получить ожог щелочью. Для реакции обычно используют кристаллизатор с водой, в который помещают кусочек калия. Как только водород прекращает горение, многие хотят заглянуть в кристаллизатор. В этот момент происходит завершающая стадия реакции калия с водой, сопровождающаяся слабым взрывом и разбрызгиванием образовавшейся горячей щелочи. Поэтому в целях безопасности стоит держаться на некотором расстоянии от лабораторного стола, пока реакция не завершится полностью. Здесь вы найдете самые зрелищные опыты, которые можно проводить с детьми дома.

Строение калия

Атом калия состоит из ядра, в котором содержатся протоны и нейтроны, и электронов, вращающихся вокруг него. Количество электронов всегда равно количеству протонов, находящихся внутри ядра. При отсоединении электрона или при присоединении к атому он перестает быть нейтральным и превращается в ион. Ионы делятся на катионы и анионы. Катионы обладают положительным зарядом, анионы — отрицательным. При присоединении к атому электрона он превращается в анион; если же один из электронов покидает свою орбиту, нейтральный атом превращается в катион.

Порядковый номер калия в периодической таблице Менделеева — 19. Значит, протонов в ядре химического элемента находится тоже 19. Вывод: электронов вокруг ядра расположено 19. Количество протонов в структуре атома определяется так: от атомной массы отнять порядковый номер химического элемента. Вывод: в ядре калия находится 20 протонов. Калий принадлежит к IV периоду, имеет 4 «орбиты», на которых равномерно располагаются электроны, пребывающие в постоянном движении. На первой «орбите» расположены 2 электрона, на второй — 8; на третьей и на последней, четвертой «орбите», вращается 1 электрон. Этим объясняется высокий уровень химической активности калия: его последняя «орбита» не заполнена полностью, поэтому элемент стремится соединиться с другими атомами. В результате электроны последних орбит двух элементов станут общими.

Источник

Ионные уравнения реакции калия с водой

FOR-DLE.ru — Всё для твоего DLE 😉
Привет, я Стас ! Я занимаюсь так называемой «вёрсткой» шаблонов под DataLife Engine.

На своем сайте я выкладываю уникальные, адаптивные, и качественные шаблоны. Все шаблоны проверяются на всех самых популярных браузерх.
Раньше я занимался простой вёрсткой одностраничных, новостных и т.п. шаблонов на HTML, Bootstrap. Однажды увидев сайты на DLE решил склеить пару шаблонов и выложить их в интернет. В итоге эта парочка шаблонов набрала неплохую популярность и хорошие отзывы, и я решил создать отдельный проект.
Кроме шаблонов я так же буду выкладывать полезную информацию для DataLife Engin и «статейки» для веб мастеров. Так же данный проект будет очень полезен для новичков и для тех, кто хочет правильно содержать свой сайт на DataLife Engine. Надеюсь моя работа вам понравится и вы поддержите этот проект. Как легко и удобно следить за обновлениями на сайте?
Достаточно просто зарегистрироваться на сайте, и уведомления о каждой новой публикации будут приходить на вашу электронную почту!

ПРОВЕРЬТЕ СВОИ ЗНАНИЯ
Упражнение 1. Дайте общую характеристику щелочных металлов на основании их положения в Периодической системе химических элементов Д. И. Менделеева.
Щелочные металлы располагаются в IА группе, являются s-элементами. На внешнем энергетическом уровне их атомов содержится по 1 электрону. Минимальная степень окисления 0, максимальна ― +1.
Найдите сходство и различия в строении атомов щелочных металлов.
Сходство: одинаковое количество электронов на внешнем энергетическом уровне атома (1) .
Различие: разное количество энергетических уровней в электронной оболочке атома ( от 1 до 7) , то есть разный радиус атома.

Упражнение 2. Как хранят щелочные металлы в лаборатории? Щелочные металлы хранят под слоем защитной жидкости (керосина), поскольку они активно реагируют с составными частями воздуха.

Упражнение 3. Перечислите химические свойства щелочных металлов и раскройте зависимость скорости протекания реакций от природы щелочного металла.
Щелочные металлы взаимодействуют с неметаллами и водой. Скорость химической реакции возрастает от лития к цезию.

ПРИМЕНИТЕ СВОИ ЗНАНИЯ
Упражнение 1. Напишите молекулярные и ионные уравнения реакций: а) калия с водой; б) натрия с серой; в) оксида цезия с соляной кислотой; г) гидроксида лития с оксидом углерода (IV); д) оксида натрия с водой. В уравнениях окислительно-восстановительных реакций расставьте коэффициенты методом электронного баланса, укажите окислитель и восстановитель.
а) калия с водой;
2К + 2Н₂О = 2КОН + Н₂↑
Схема окислительно-восстановительной реакции.
К 0 + Н₂ +1 O → К +1 ОН + Н₂ 0 ↑
K 0 — 1е → K +1 | 1|2 | 2 ― процесс окисления
2H +1 + 2e → H₂ 0 | 2| | 1 ― процесс восстановления
Проводим вертикальную черту и пишем за ней число электронов, которые отдали и присоединили атомы калия и водорода. Находим наименьшее общее кратное для чисел 1 и 2. Это число 2, которое записываем за второй вертикальной чертой посередине, и поделив его поочередно на 1 и 2, записываем результат за третьей чертой в строках, касающихся элементов калия и водорода. Множители 2 и 1 являются искомыми коэффициентами. Поскольку элемент калий изменил степень окисления полностью (в правой части схемы этот элемент ни в одном веществе не проявляет такую же степень окисления, как в исходном веществе) и одинаковыми являются индексы этого элемента в формуле исходного вещества и продукта реакции, поэтому ставим коэффициент 2 перед формулой двух соединений калия (K, KOH). Поскольку элемент водород изменил степень окисления не полностью (в правой части схемы имеется вещество КОН +1 , в котором этот элемент имеет такую же степень окисления, как в исходной веществе), поэтому ставим коэффициент 1, который обычно не пишем, только перед формулой водорода. Подбираем коэффициенты для остальных соединений.
В приведённой реакции калий — восстановитель, вода (за счёт атомов водорода в степени окисления +1) — окислитель.

б) натрия с серой;
2Na + S = Na₂S
Схема окислительно-восстановительной реакции.
Na 0 + S 0 → Na₂ +1 S -2
Na 0 — 1e → Na +1 |1|2|2 — процесс окисления
S 0 +2e → S -2 |2| |1 — процесс восстановления
Проводим вертикальную черту и пишем за ней число электронов, которые отдали и присоединили атомы натрия и серы. Находим наименьшее общее кратное для чисел 1 и 2. Это число 2, которое записываем за второй вертикальной чертой посередине, и поделив его поочередно на 1 и 2, записываем результат за третьей чертой в строках, касающихся элементов натрия и серы. Множители 2 и 1 являются искомыми коэффициентами. Поскольку эти элементы изменили степень окисления полностью (в правой части схемы эти элементы ни в одном веществе не проявляют такую же степень окисления, как в исходном веществе) и одинаковыми являются индексы серы в формуле исходного вещества и продукта реакции, поэтому ставим коэффициент 1, который обычно не пишем, перед формулой двух соединений серы (S, Na₂S), а поскольку различным является индекс элемента натрия ― коэффициент 2, который относится к одному атому натрия, перед формулой натрия.
В приведённой реакции натрий — восстановитель, сера — окислитель.

в) оксида цезия с соляной кислотой;
Cs₂O + 2HCl → 2CsCl + Н₂O

г) гидроксида лития с оксидом углерода (IV);
2LiOH + CO₂ = Li₂CO₃ + H₂O
2Li + + 2OH — + CO₂ ⟶ 2Li + + CO₃ 2- + H₂O
CO₂ + 2ОH — ⟶ CO₃ 2- + H₂O

д) оксида натрия с водой.
N₂O + H₂O = 2NaOH

Упражнение 2. В трёх склянках без этикеток находятся белые кристаллические порошки хлоридов калия, натрия и лития. Предложите способ распознавания этих веществ.
Распознать эти вещества можно по цвету пламени, внеся их в пламя горелки, поскольку ионы лития (хлорид лития) окрашивают пламя в красный цвет, ионы натрия (хлорид натрия) — в жёлтый цвет, а ионы калия (хлорид калия) — в фиолетовый.

Упражнение 3. Запишите уравнения реакций, с помощью которых можно осуществить следующие превращения:
а) КОН → К → KCl → KNO₃ → KNO₂;
4KOH_{(распл.)} → 4K + O₂ + 2H₂O (электролиз)
2K + 2HCl = 2KCl + H₂↑
KCl + AgNO₃ = KNO₃ + AgCl↓
2KNO₃ = 2KNO₂ + O₂↑ (при t 0 )

Упражнение 4. Вместо многоточий впишите в уравнения реакций формулы веществ:
а) Na₂O + SO₂ = Na₂SO ₃
б) КОН + HNO₃ = KNO₃ + H₂O
в) Li₂SO₄ + BaCl₂ = 2LiCl + BaSO₄↓
г) 2Na + 2H₂O = 2 NaOH + H₂ ↑

Упражнение 5. В тесто добавили половину чайной ложки (2,1 г) питьевой соды. Какой объём углекислого газа (н.у.) выделится при полном разложении этого вещества?
Дано: m(NaHCO₃)=2,1 г
Найти: V(CO₂)—?
Решение
1-й способ
1. Количество вещества питьевой соды массой 2,1 г рассчитываем по формуле: ʋ=m/M, где M ― молярная масса .
M( NaHCO₃ )=84 г/моль
ʋ( NaHCO₃ )=m( NaHCO₃ )/M( NaHCO₃ )=2,1 г : 84 г/моль=0,025 моль
2. Составим химическое уравнение:
2NaHCO₃ = Na₂CO₃ + H₂O + CO₂↑
По уравнению реакции количество вещества углекислого газа в 2 раза меньше, чем количество вещества питьевой соды, поэтому:
ʋ(СО₂)= ʋ( NaHCO₃ ):2=0,025:2= 0,0125 моль
3. Объем углекислого газа количеством вещества 0,0125 моль рассчитываем по формуле: V=ʋ•V_M, где V_M ― молярный объём .
V(CO₂)=ʋ(CO₂)•V_M=0,0125 моль • 22,4 л/моль=0,28 л
2-й способ
1. Составим химическое уравнение:
2,1 г х л
2NaHCO₃ = Na₂CO₃ + CO₂↑ + H₂O
168 г 22,4 л
Над формулами соединений NaHCO₃ и CО₂ записываем приведенную в условии задачи массу питьевой соды (2,1 г) и неизвестный объем углекислого газа (х л), а под формулами соединений ― массу и объем соответствующего количества вещества согласно коэффициентам в химическом уравнении. При н.у. 1 моль любого газа занимает объем 22,4 л.
M( NaHCO₃ )=84 г/моль, м асса 1 моль=84 г, а масса 2 моль=168 г
2. Объем углекислого газа рассчитываем с помощью пропорции:
2,1 г / 168 г = х л / 22,4 л, отсюда
х= V(CO₂) =2,1 г • 22,4 л : 168 г=0,28 л
Ответ: 0,28 г углекислого газа

Источник