Словарь химических формул. Природные источники вещества. Влияние ВаО на организм человека

Задача 2.
В некотором сосуде находится раствор, содержащий одновременно два гидроксида: КОН и Ва(ОН) 2 . На полную нейтрализацию 30 г этого раствора расходовалось 12 мл 20% -ного раствора НС1 (р = 1,1 г/мл). При добавлении к 30 г такого же исходного раствора щелочей избытка раствора сульфата натрия выпало 2,3 г осадка. Определите массовую долю каждого из гидроксидов в исходном растворе.
Дано:
масса исходного раствора щелочей: m р-ра щелочей = 30 г;
объем раствора соляной кислоты: V р-ра НС1 = 12 мл;
массовая доля НС1 в соляной кислоте: (НС1) = 20%;
плотность раствора соляной кислоты: р р-ра HCl = 1,1 г/мл;
масса осадка: mосадка = 2,3 г.
Найти:
массовую долю КОН в исходном растворе щелочей: (КОН) = ?
массовую долю Ва(ОН) 2 в исходном растворе щелочей: (Ва(ОН) 2) = ?
Решение:
Данная задача является комплексной и кроме рассматриваемого типа задач включает в себя тему «растворы».
Сначала проанализируем химические превращения, описанные в задаче.

1. Добавление соляной кислоты к исходному раствору щелочей приводит к одновременному протеканию двух реакций нейтрализации:

КОН + НС1 = КС1 + Н 2 О (№ 1 )
Ва(ОН) 2 + 2НС1 = ВаС1 2 + 2Н 2 О (№ 2 )

2. Сульфат натрия является селективным реактивом на ионы Ва 2+ , находящиеся в растворе. При добавлении Nа 2 SО 4 к исходному раствору щелочей идет реакция только с гидроксидом бария. В результате выпадает осадок сульфата бария.

Ва(ОН) 2 + Nа 2 SО 4 = ВаSО 4 ↓+ 2 NаОН (№ 3 )

Таким образом, по массе осадка, которая указана в условии, возможно определить массу Ва(ОН) 2 в 30 г исходного раствора двух гидроксидов. Далее по данным о нейтрализации соляной кислоты и используя полученную ранее информацию о содержании Ва(ОН) 2 возможно найти массу (КОН). После чего определим массовую долю каждого из гидроксидов в исходном растворе.

Алгоритм решения можно представить следующим образом:

1. По реакции № 3 определим массу гидроксида бария в 30 г исходного раствора.

Составим пропорцию:
х г Ва(ОН)2 дают 2,3 г ВаSО 4 (по данным условия)
171,3 г Ва(ОН) 2 дают 233,3 г ВаSО 4 (по уравнению)

(содержалось в 30 г исходного раствора щелочей).

2. По реакции №2 Определим массу НС1, которая расходовалась на нейтрализацию Ва(ОН) 2 в первой 30-граммовой порции исходного раствора щелочей.

Составим пропорцию:
1,69г Ва(ОН) 2 взаимодействуют с х г НС1 (по условию)
171,3 г Ва(ОН) 2 взаимодействует с 73 г НС1 (по уравнению)

(расходовалось НС1 на нейтрализацию Ва(ОН)2.

3. По данным об объеме и плотности определим массу раствора соляной кислоты. Далее, используя массовую долю НС1 в растворе, найдем массу хлороводорода.

Барий - элемент главной подгруппы второй группы, шестого периода периодической системы химических элементов Д. И. Менделеева, с атомным номером 56. Обозначается символом Ba (лат. Barium ). Простое вещество - мягкий, ковкий щёлочноземельный металл серебристо-белого цвета. Обладает высокой химической активностью.

История открытия бария

Барий был открыт в виде оксида BaO в 1774 г. Карлом Шееле. В 1808 году английский химик Гемфри Дэви электролизом влажного гидроксида бария с ртутным катодом получил амальгаму бария; после испарения ртути при нагревании он выделил металлический барий.

В 1774 г. шведский химик Карл Вильгельм Шееле и его друг Юхан Готлиб Ган исследовали один из самых тяжелых минералов – тяжелый шпат BaSO 4 . Им удалось выделить неизвестную раньше «тяжелую землю», которую потом назвали баритом (от греческого βαρυς – тяжелый). А через 34 года Хэмфри Дэви, подвергнув электролизу мокрую баритовую землю, получил из нее новый элемент – барий. Следует отметить, что в том же 1808 г., несколько раньше Дэви, Йене Якоб Берцелиус с сотрудниками получил амальгамы кальция, стронция и бария. Так появился элемент барий.

Древние алхимики прокаливали BaSO 4 с деревом или древесным углем и получали фосфоресцирующие «болонские самоцветы». Но химически эти самоцветы не BaO, а сернистый барий BaS.

Происхождение названия

Своё название получил от греческого barys - «тяжёлый», так как его оксид (BaO) был охарактеризован, как имеющий необычно высокую для таких веществ плотность.

Нахождение бария в природе

В земной коре содержится 0,05% бария. Это довольно много – значительно больше, чем, скажем, свинца, олова, меди или ртути. В чистом виде в земле его нет: барий активен, он входит в подгруппу щелочноземельных металлов и, естественно, в минералах связан достаточно прочно.

Основные минералы бария – уже упоминавшийся тяжелый шпат BaSO 4 (чаще его называют баритом) и витерит BaCOз, названный так по имени англичанина Уильяма Витеринга (1741...1799), который открыл этот минерал в 1782 г. В небольшой концентрации соли бария содержатся во многих минеральных водах и морской воде. Малое содержание в этом случае плюс, а не минус, ибо все соли бария, кроме сульфата, ядовиты.

Типы месторождений бария

По минеральным ассоциациям баритовые руды делятся на мономинеральные и комплексные. Комплексные подразделяются на барито-сульфидные (содержат сульфиды свинца, цинка, иногда меди и железного колчедана, реже Sn, Ni, Au, Ag), барито-кальцитовые (содержат до 75 % кальцита), железо-баритовые (содержат магнетит, гематит, а в верхних зонах гетит и гидрогетит) и барито-флюоритовые (кроме барита и флюорита, обычно содержат кварц и кальцит, а в виде небольших примесей иногда присутствуют сульфиды цинка, свинца, меди и ртути).

С практической точки зрения наибольший интерес представляют гидротермальные жильные мономинеральные, барито-сульфидные и барито-флюоритовые месторождения. Промышленное значение имеют также некоторые метасоматические пластовые месторождения и элювиальные россыпи. Осадочные месторождения, представляющие собой типичные химические осадки водных бассейнов, встречаются редко и существенной роли не играют.

Как правило, баритовые руды содержат другие полезные компоненты (флюорит, галенит, сфалерит, медь, золото в промышленных концентрациях), поэтому они используются комплексно.

Изотопы бария

Природный барий состоит из смеси семи стабильных изотопов: 130 Ba, 132 Ba, 134 Ba, 135 Ba, 136 Ba, 137 Ba, 138 Ba. Последний является самым распространенным (71,66 %). Известны и радиоактивные изотопы бария, наиболее важным из которых является 140 Ba. Он образуется при распаде урана, тория и плутония.

Получение бария

Металл можно получить разными способами, в частности при электролизе расплавленной смеси хлористого бария и хлористого кальция. Можно получать барий и восстанавливая его из окиси алюмотермическим способом. Для этого витерит обжигают с углем и получают окись бария:

BaCO 3 + C → BaO + 2CO.

Затем смесь BaO с алюминиевым порошком нагревают в вакууме до 1250°C. Пары восстановленного бария конденсируются в холодных частях трубы, в которой идет реакция:

3BaO + 2Al → Al 2 O 3 + 3Ba.

Интересно, что в состав запальных смесей для алюмотермии часто входит перекись бария BaO 2 .

Получить окись бария простым прокаливанием витерита трудно: витерит разлагается лишь при температуре выше 1800°C. Легче получать BaO, прокаливая нитрат бария Ba(NO 3) 2:

2Ba (NO 3) 2 → 2BaO + 4NO 2 + O 2 .

И при электролизе и при восстановлении алюминием получается мягкий (тверже свинца, но мягче цинка) блестящий белый металл. Он плавится при 710°C, кипит при 1638°C, его плотность 3,76 г/см 3 . Все это полностью соответствует положению бария в подгруппе щелочноземельных металлов.

Известны семь природных изотопов бария. Самый распространенный из них барий-138; его больше 70%.

Барий весьма активен. Он самовоспламеняется от удара, легко разлагает воду, образуя растворимый гидрат окиси бария:

Ba + 2H 2 O → Ba (OH) 2 + H 2 .

Водный раствор гидрата окиси бария называют баритовой водой. Эту «воду» применяют в аналитической химии для определения CO 2 в газовых смесях. Но это уже из рассказа о применении соединений бария. Металлический же барий практического применения почти не находит. В крайне незначительных количествах его вводят в подшипниковые и типографские сплавы. Сплав бария с никелем используют в радиолампах, чистый барий – только в вакуумной технике как геттер (газопоглотитель).

Металлический барий получают из оксида восстановлением алюминием в вакууме при 1200-1250°С:

4BaO + 2Al = 3Ba + BaAl 2 O 4 .

Очищают барий перегонкой в вакууме или зонной плавкой.

Получение титана бария. Получить его сравнительно просто. Витерит BaCO 3 при 700...800°C реагирует с двуокисью титана ТЮ 2 , получается как раз то, что нужно:

BaCO 3 + TiO 2 → BaTiO 3 + CO 2 .

Осн. пром. метод получения металлического бария из ВаО - восстановление его порошком А1: 4ВаО + 2А1 -> ЗВа + ВаО*А1 2 О 3 . Процесс проводят в реакторе при 1100-1200 °С в атмосфере Аг или в вакууме (последний способ предпочтителен). Молярное соотношение ВаО:А1 составляет (1,5-2):1. Реактор помещают в печь так, чтобы температура его "холодной части" (в ней конденсируются образующиеся пары бария) была около 520°С Перегонкой в вакууме барий очищают до содержания примесей менее 10~ 4 % по массе, а при использовании зонной плавки - до 10~ 6 %.

Небольшие кол-ва бария получают также восстановлением ВаВеО 2 [синтезируемого сплавлением Ва(ОН) 2 и Ве(ОН) 2 ] при 1300°С титаном, а также разложением при 120°С Ba(N 3) 2 , образующегося при обменных р-циях солей бария с NaN 3 .

Ацетат Ва(ООССН 3), - бесцв. кристаллы; т. пл. 490°С (с разл.); плотн. 2,47 г/см 3 ; раств. в воде (58,8 г в 100 г при 0°С). Ниже 25 °С из водных р-ров кристаллизуется тригидрат, при 25-41 °С - моногидрат, выше 41 °С- безводная соль. Получают взаимод. Ва(ОН) 2 , ВаСО 3 или BaS с СН 3 СО 2 Н. Применяют как протраву при крашении шерсти и ситца.

Манганат(VI) ВаМnО 4 - зеленые кристаллы; не разлагается до 1000°С. Получают прокаливанием смеси Ba(NO 3) 2 с МnО 2 . Пигмент (касселева, или марганцовая, зелень), обычно используемый для фресковой живописи.

Хромат(VI) ВаСrO 4 - желтые кристаллы; т. пл. 1380°С; - 1366,8 кДж/моль; раств. в неорг. к-тах, не раств. в воде. Получают взаимод. водных р-ров Ва(ОН) 2 или BaS с хроматами(VI) щелочных металлов. Пигмент (баритовый желтый) для керамики. ПДК 0,01 мг/м 3 (в пересчете на Сг0 3). Пирконат ВаZrО 3 -бесцв. кристаллы; т. пл. ~269°С; - 1762 кДж/моль; раств. в воде и водных р-рах щелочей и NH 4 HCO 3 , разлагается сильными неорг. к-тами. Получают взаимод. ZrO 2 с ВаО, Ва(ОН) 2 или ВаСО 3 при нагревании. Цирконат Ва в смеси с ВаТiO 3 -пьезоэлект-рик.

Бромид ВаВr 2 - белые кристаллы; т. пл. 847°С; плотн. 4,79 г/см 3 ; -757 кДж/моль; хорошо раств. в воде, метаноле, хуже - в этаноле. Из водных р-ров кристаллизуется дигидрат, превращающийся в моногидрат при 75°С, в безводную соль - выше 100°С В водных р-рах взаимод. с СО 2 и О 2 воздуха, образуя ВаСО 3 и Вr 2 . Получают ВаВr 2 взаимод. водных р-ров Ва(ОН) 2 или ВаСО 3 с бромистоводородной к-той.

Иодид ВаI 2 - бесцв. кристаллы; т. пл. 740°С (с разл.); плотн. 5,15 г/см 3 ; . -607 кДж/моль; хорошо раств. в воде и этаноле. Из горячих водных р-ров кристаллизуется дигидрат (обезвоживается при 150°С), ниже 30 °С - гексагидрат. Получают ВаI 2 взаимод. водных р-ров Ва(ОН) 2 или ВаСО 3 с иодистоводородной к-той.

Физические свойства бария

Барий - серебристо-белый ковкий металл. При резком ударе раскалывается. Существуют две аллотропные модификации бария: до 375 °C устойчив α-Ba с кубической объемно-центрированной решеткой (параметр а = 0,501 нм), выше устойчив β-Ba.

Твердость по минералогической шкале 1,25; по шкале Мооса 2.

Хранят металлический барий в керосине или под слоем парафина.

Химические свойства бария

Барий - щёлочноземельный металл. Интенсивно окисляется на воздухе, образуя оксид бария BaO и нитрид бария Ba 3 N 2 , а при незначительном нагревании воспламеняется. Энергично реагирует с водой, образуя гидроксид бария Ba(ОН) 2:

Ba + 2Н 2 О = Ba(ОН) 2 + Н 2

Активно взаимодействует с разбавленными кислотами. Многие соли бария нерастворимы или малорастворимы в воде: сульфат бария BaSO 4 , сульфит бария BaSO 3 , карбонат бария BaCO 3 , фосфат бария Ba 3 (PO 4) 2 . Сульфид бария BaS, в отличие от сульфида кальция CaS, хорошо растворим в воде.

Прир. барий состоит из семи стабильных изотопов с мае. ч. 130, 132, 134-137 и 138 (71,66%). Поперечное сечение захвата тепловых нейтронов 1,17-10 28 м 2 . Конфигурация внеш. электронной оболочки 6s 2 ; степень окисления + 2, редко + 1; энергия ионизации Ва°->Ва + ->Ва 2+ соотв. 5,21140 и 10,0040 эВ; электроотрицательность по Полингу 0,9; атомный радиус 0,221 нм, ионный радиус Ва 2+ 0,149 нм (координационное число 6).

Легко вступает в реакцию с галогенами, образуя галогениды.

При нагревании с водородом образует гидрид бария BaH 2 , который в свою очередь с гидридом лития LiH дает комплекс Li.

Реагирует при нагревании с аммиаком:

6Ba + 2NH 3 = 3BaH 2 + Ba 3 N 2

Нитрид бария Ba 3 N 2 при нагревании взаимодействует с CO, образуя цианид:

Ba 3 N 2 + 2CO = Ba(CN) 2 + 2BaO

С жидким аммиаком дает темно-синий раствор, из которого можно выделить аммиакат , имеющий золотистый блеск и легко разлагающийся с отщеплением NH 3 . В присутствии платинового катализатора аммиакат разлагается с образованием амида бария:

Ba(NH 2) 2 + 4NH 3 + Н 2

Карбид бария BaC 2 может быть получен при нагревании в дуговой печи BaO с углем.

С фосфором образует фосфид Ba 3 P 2 .

Барий восстанавливает оксиды, галогениды и сульфиды многих металлов до соответствующего металла.

Применение бария

Сплав бария с А1 (сплав альба, 56% Ва) - основа геттеров (газопоглотителей). Для получения собственно геттера барий испаряют из сплава высокочастотным нагревом в вакуумированной колбе прибора, в результате на холодных частях колбы образуется т. наз. бариевое зеркало (или диффузное покрытие при испарении в среде азота). Активной частью подавляющего большинства термоэмиссионных катодов является ВаО. Барий используют также как раскислитель Си и Рb, в кач-ве присадки к антифрикц. сплавам, черным и цветным металлам, а также к сплавам, из к-рых изготавливают типографские шрифты для увеличения их твердости. Сплавы бария с Ni служат для изготовления электродов запальных свечей в двигателях внутр. сгорания и в радиолампах. 140 Ва (T 1/2 12,8 дней) - изотопный индикатор, используемый при исследовании соединений бария.

Металлический барий, часто в сплаве с алюминием используется в качестве газопоглотителя (геттера) в высоковакуумных электронных приборах.

Антикоррозионный материал

Барий добавляется совместно с цирконием в жидкометаллические теплоносители (сплавы натрия, калия, рубидия, лития, цезия) для уменьшения агрессивности последних к трубопроводам, и в металлургии.

Фторид бария применяется в виде монокристаллов в оптике (линзы, призмы).

Пероксид бария используется для пиротехники и как окислитель. Нитрат бария и хлорат бария используется в пиротехнике для окрашивания пламени (зеленый огонь).

Хромат бария применяется при получении водорода и кислорода термохимическим способом (цикл Ок-Ридж, США).

Оксид бария совместно с оксидами меди и редкоземельных металлов применяется для синтеза сверхпроводящей керамики работающей при температуре жидкого азота и выше.

Оксид бария применяется для варки специального сорта стекла - применяемого для покрытия урановых стержней. Один из широкораспространенных типов таких стекол имеет следующий состав - (оксид фосфора - 61 %, ВаО - 32 %, оксид алюминия - 1,5 %, оксид натрия - 5,5 %). В стекловарении для атомной промышленности применяется так же и фосфат бария.

Фторид бария используется в твердотельных фторионных аккумуляторных батареях в качестве компонента фторидного электролита.

Оксид бария используется в мощных медноокисных аккумуляторах в качестве компонента активной массы (окись бария-окись меди).

Сульфат бария применяется в качестве расширителя активной массы отрицательного электрода при производстве свинцово-кислотных аккумуляторов.

Карбонат бария BaCO 3 добавляют в стекольную массу, чтобы повысить коэффициент преломления стекла. Сернокислый барий применяют в бумажной промышленности как наполнитель; качество бумаги во многом определяется ее весом, барит BaSO 4 утяжеляет бумагу. Эта соль обязательно входит во все дорогие сорта бумаги. Кроме того, сульфат бария широко используется в производстве белой краски литопона – продукта реакции растворов сернистого бария с сернокислым цинком:

BaS + ZnSO 4 → BaSO 4 + ZnS.

Обе соли, имеющие белый цвет, выпадают в осадок, в растворе остается чистая вода.

При бурении глубинных нефтяных и газовых скважин используется в качестве буровой жидкости взвесь сернокислого бария в воде.

Еще одна бариевая соль находит важное применение. Это титанат бария BaTiO 3 – один из самых главных сегнетоэлектриков (сегнетоэлектрики же поляризуются сами по себе, без воздействия внешнею поля. Среди диэлектриков они выделяются так же, как ферромагнитные материалы среди проводников. Способность к такой поляризация сохраняется только при определенной температуре. Поляризованные сегнетоэлектрики отличаются большей диэлектрической проницаемостью), считающихся очень ценными электротехническими материалами.

В 1944 г. этот класс пополнился титанатом бария, сегнетоэлектрические свойства которого были открыты советским физиком Б.М. Вулом. Особенность титаната бария состоит в том, что он сохраняет сегнетоэлектрические свойства в очень большом интервале температуры – от близкой к абсолютному нулю до +125°C.

Барий нашёл применение и в медицине. Его сернокислую соль применяют при диагностике желудочных заболеваний. BaSO 4 смешивают с водой и дают проглотить пациенту. Сульфат бария непрозрачен для рентгеновских лучей, и поэтому те участки пищеварительного тракта, по которым идет «бариевая каша», остаются на экране темными. Так врач получает представление о форме желудка и кишок, определяет место, где может возникнуть язва.

Влияние бария на организм человека

Пути поступления в организм.
Основным путем поступления бария в организм человека является пища. Так, некоторые морские обитатели способны накапливать барий из окружающей воды, причем в концентрациях в 7-100 (а для некоторых морских растений до 1000) раз, превышающих его содержание в морской воде. Некоторые растения (соевые бобы и помидоры, например) также способны накапливать барий из почвы в 2-20 раз. Однако в районах, где концентрация бария в воде высока, питьевая вода также может внести вклад в суммарное потребление бария. Поступление бария из воздуха незначительно.

Опасность для здоровья.
В ходе научных эпидемиологических исследований, проведенных под эгидой ВОЗ, не нашли подтверждения данные о связи между смертностью от сердечно-сосудистых заболеваний и содержанием бария в питьевой воде. В краткосрочных исследованиях на добровольцах не было выявлено вредного эффекта на сердечно-сосудистую систему при концентрациях бария до 10 мг/л. Правда, при опытах на крысах, при употреблении последними воды даже с невысоким содержанием бария, наблюдалось повышение систолического кровяного давления. Это свидетельствует о потенциальной опасности повышения кровяного давления и у людей при длительном употреблении воды, содержащий барий (такие данные есть у USEPA).
Данные USEPA также свидетельствуют о том, что даже разовое употребление воды, содержание бария в которой значительно превосходит максимально допустимые значения, может привести к мышечной слабости и болям в брюшной области. Необходимо, правда, учесть, что норматив по барию, установленный стандартом качества USEPA (2.0 мг/л) значительно превосходит величину, рекомендованную ВОЗ (0.7 мг/л). Российскими санитарными нормами установлено еще более жесткое значение ПДК по барию в воде - 0.1 мг/л. Технологии удаления из воды: ионный обмен, обратный осмос, электродиализ.

среда	нейтральная	кислая	щелочная
индикатор	нейтральная	кислая	щелочная
лакмус	фиолетовый	красный	синий
метилоранж	оранжевый	розовый	желтый
фенолфталеин	бесцветный	бесцветный	малиновый

Понятия «сильный электролит» и «сильная кислота»; «сильный электролит» и «сильное основание».

Если кислота (основание) относится к сильным кислотам (основаниям), то это значит, что она (оно) практически полностью диссоциирует. Таким образом, между понятием «сильный электролит» и «сильная кислота» (основание) существует прямая связь.

Задача. Какой гидроксид является более сильным основанием:

а) Ве(ОН) 2 или Ва(ОН) 2 ;
б) NaOH или Аl(ОН) 3 ?

Ответ поясните.

Решение:

a) Be и Ва находятся во второй группе, главной подгруппе. Но радиус атома Ва гораздо больше, чем у Be, поэтому связь бария с гидрокси-группой слабее, чем у бериллия. Следовательно Ва(ОН) 2 легче диссоциирует, является более сильным основанием, чем Ве(ОН) 2 .
б) Na и Аl находятся в третьем периоде, поэтому радиус атома не влияет на силу гидроксид ов. В этом случае играет роль величина заряда натрия и алюминия в гидрокси-де. Чем больше заряд частицы, тем прочнее она удерживает гидрокси-группу, тем труднее диссоциирует. Заряд натрия + 1, алюминия +3, поэтому NaOH легче диссоциирует, чем А1(ОН) 3 , и является более сильным основанием.

Задача. Проведите уравнения реакций между растворами приведенных веществ (электролитов) и установите общий признак, по которому можно судить о том, что реакции прошли до конца. Напишите сокращенные ионные уравнения.

Решение. Все реакции обмена происходят, так как соблюдены все условия:

а) растворимая соль реагирует со щелочью:

CuSO 4 + 2NaOH = Na 2 SO 4 + Cu(OH) 2 ;

Cu 2+ + 20H - = Cu(OH) ;

б) две соли реагируют между собой, если они обе растворимы: ш ".

BaCl 2 + Na 2 S0 4 = BaSO 4 + 2NaCl;

Ва 2+ + S0 4 2- = BaSO 4 ;

в) кислота реагирует с солью менее сильной и более летучей кислоты. Это общее правило. В данном случае H 2 S -слабая кислота, a Pb(N0 32 ) 2 - соль сильной кислоты. Но, несмотря на это, реакция между ними происходит, так как PbS — не растворяется ни в воде, ни в кислоте:

H 2 S + Pb(N0 3 ) 2 = PbS + 2HNO 3 .

Так как H 2 S — слабый электролит, то ее пишут в молекулярном виде:

H 2 S + Рb 2+ = PbS + 2Н +

г) Na 2 CO 3 и СаСl 2 растворимы в воде, поэтому реагируют:

Na 2 C0 32 + СаСl 2 = 2NaCl + CaCO 3 ;

Са 2+ + С0 3 2- = CaCO 3 .

Общий признак, по которому судят о том, что реакции прошли — выпадение осадков Cu(OH) 2 , BaS0 4 , PbS, CaC0 3 .

Задача. Проведите реакции между следующими веществами:

СиО и H 2 S0 4 ;
СаС0 3 и НСl;
Си(ОН) 2
и HN0 3 .

По какому признаку можно судить, что эти реакции осуществились. Поясните сущность реакций соответствующими уравнениями в молекулярной и сокращенной ионной форме. Сделайте вывод о том, чем различается запись ионных уравнений:

а) между веществами, растворимыми в воде;
б) между веществами, v одно из которых в воде нерастворимо?

Решение. Все реакции осуществимы. СиО, СаС0 3 , Си(ОН) 2 не растворимы в воде, но растворимы в сильных кислотах:

а) CuO + H 2 SO 4 = CuS0 4 + Н 2 0;

СиО + 2Н + = Си 2+ + Н 2 0.

Черный оксид меди растворяется и образуется голубой раствор CuSO 4 окраска которого обусловлена ионами Си 2+ .

б) СаС0 3 + 2НСl = СаСl 2 + Н 2 0 + С0 2 ;

СаС0 3 + 2Н + = Са 2+ + Н 2 0 + С0 2 .

Белое твердое вещество СаС0 3 растворяется в кислоте; выделяется газ С0 2 .

Голубой осадок Си(ОН) 2 растворяется в кислоте; раствор становится голубым из-за присутствия в растворе катионов Си 2+ .

Вывод. Если реагируют вещества, растворимые в воде, то их пишут в ионном виде; если одно из реагирующих веществ нерастворимо в воде, то его пишут в молекулярном виде. Задача. На каждое ионное уравнение приведите по два примера молекулярных уравнений реакций:

a) Mg 2+ + 2OH - --> Mg(OH) 2 ;
б) 2Н + + S 2- --> H 2 S.

Решение.

а) Необходимо взять хорошо диссоциирующие и хорошо растворимые вещества, например, соль MgCl 2 , которая при диссоциации в растворе дает ионы

В результате обменной реакции между солью и щелочью выпадает осадок Mg(OH) 2 :

MgCl 2 + 2NaOH = Mg(OH) 2 + 2NaCl

или:

Mg(N0 3 ) 2 + Ca(OH) 2 = Mg(OH) 2 + Ca(N0 3 ) 2

б) Необходимо взять сильную и растворимую кислоту, например, НСl, которая при диссоциации в растворе дает катионы и хорошо растворимую соль сероводородной кислоты. В результате обменной реакции образуется малодиссоциирующая летучая кислота H 2 S:

2НСl + Na 2 S = H 2 S + 2NaCl

или:

H 2 S0 42 + K 2 S = H 2 S + K 2 SO 42 .

Задача. Из перечисленных ниже веществ выделить:

а) электролиты сильные;
б) электролиты слабые (и средней силы);
в) неэлектролиты.

Гидроксид натрия, хлорид натрия, гидроксид аммония, глюкоза, соляная кислота, уксусная кислота, бензол (С6Н6), вода, ацетат аммония, сахароза (C 12 H 2 O 11 ), сульфат цинка, этанол (С 2 Н 3 ОН), алюминат калия, сероводородная кислота, гидрокарбонат кальция, азотная кислота.

Напишите формулы веществ и уравнения диссоциации электролитов.

Решение.

а) NaOH, NaCl, HC1, NH 4 CH 3 COO, ZnS0 4 , KAl0 2 , Ca(HC0 3 ) 2 , HN0 3 - сильные электролиты;
б) NH 4 OH, CH 3 COOH, H,0, H 2 S — слабые электролиты;
в) глюкоза С 6 Н 12 О 6 , бензол С 6 Н 6 , сахароза С 12 Н 22 О 11 , этанол С 2 Н 5 ОН — неэлектролиты.