Cynk (Zn) to pierwiastek chemiczny należący do grupy metali ziem alkalicznych. W układzie okresowym Mendelejewa jest to liczba 30, co oznacza, że ładunek jądra atomowego, liczba elektronów i protonów również wynosi 30. Cynk należy do II grupy wtórnej IV okresu. Za pomocą numeru grupy można określić liczbę atomów znajdujących się na jej wartościowości lub poziomie energii zewnętrznej - odpowiednio 2.
Cynk jako typowy metal alkaliczny
Cynk jest typowym przedstawicielem metali, w stanie normalnym ma niebieskawo-szary kolor, łatwo utlenia się na powietrzu, tworząc na powierzchni warstwę tlenku (ZnO).
Jako typowy metal amfoteryczny, cynk oddziałuje z tlenem atmosferycznym: 2Zn+O2=2ZnO – bez temperatury, z utworzeniem warstwy tlenkowej. Po podgrzaniu tworzy się biały proszek.
Sam tlenek reaguje z kwasami, tworząc sól i wodę:
2ZnO+2HCl=ZnCl2+H2O.
Z roztworami kwasów. Jeśli cynk jest zwykłej czystości, wówczas równanie reakcji to HCl Zn poniżej.
Zn+2HCl= ZnCl2+H2 - równanie molekularne reakcji.
Zn (ładunek 0) + 2H (ładunek +) + 2Cl (ładunek -) = Zn (ładunek +2) + 2Cl (ładunek -) + 2H (ładunek 0) - pełne równanie reakcji jonowej Zn HCl.
Zn + 2H(+) = Zn(2+) +H2 - S.I.U. (skrócone równanie reakcji jonowej).
Reakcja cynku z kwasem solnym
To równanie reakcji dla HCl Zn jest typu redoks. Świadczyć o tym może fakt, że w trakcie reakcji zmienił się ładunek Zn i H2, zaobserwowano jakościowy przejaw reakcji oraz obecność środka utleniającego i reduktora.
W tym przypadku H2 jest środkiem utleniającym, ponieważ ok. O. wodór przed rozpoczęciem reakcji miał wartość „+”, a po nim „0”. Brał udział w procesie redukcji, przekazując 2 elektrony.
Zn jest czynnikiem redukującym, bierze udział w utlenianiu, przyjmując 2 elektrony, zwiększając c.o. (stan utlenienia).
Jest to również reakcja zastępcza. W grę wchodziły 2 substancje, prosty Zn i złożony - HCl. W wyniku reakcji powstały 2 nowe substancje, jedna prosta - H2 i jedna złożona - ZnCl2. Ponieważ Zn znajduje się w szeregu aktywności metali przed H2, wypierał go z substancji, która z nim reagowała.
Cynk (Zn) to pierwiastek chemiczny należący do grupy metali ziem alkalicznych. W układzie okresowym Mendelejewa jest to liczba 30, co oznacza, że ładunek jądra atomowego, liczba elektronów i protonów również wynosi 30. Cynk należy do II grupy wtórnej IV okresu. Za pomocą numeru grupy można określić liczbę atomów znajdujących się na jej wartościowości lub poziomie energii zewnętrznej - odpowiednio 2.
Cynk jako typowy metal alkaliczny
Cynk jest typowym przedstawicielem metali, w stanie normalnym ma niebieskawo-szary kolor, łatwo utlenia się na powietrzu, tworząc na powierzchni warstwę tlenku (ZnO).
Jako typowy metal amfoteryczny, cynk oddziałuje z tlenem atmosferycznym: 2Zn+O2=2ZnO – bez temperatury, z utworzeniem warstwy tlenkowej. Po podgrzaniu tworzy się biały proszek.
Sam tlenek reaguje z kwasami, tworząc sól i wodę:
2ZnO+2HCl=ZnCl2+H2O.
Z roztworami kwasów. Jeśli cynk jest zwykłej czystości, wówczas równanie reakcji to HCl Zn poniżej.
Zn+2HCl= ZnCl2+H2 - równanie molekularne reakcji.
Zn (ładunek 0) + 2H (ładunek +) + 2Cl (ładunek -) = Zn (ładunek +2) + 2Cl (ładunek -) + 2H (ładunek 0) - pełne równanie reakcji jonowej Zn HCl.
Zn + 2H(+) = Zn(2+) +H2 - S.I.U. (skrócone równanie reakcji jonowej).
Reakcja cynku z kwasem solnym
To równanie reakcji dla HCl Zn jest typu redoks. Świadczyć o tym może fakt, że w trakcie reakcji zmienił się ładunek Zn i H2, zaobserwowano jakościowy przejaw reakcji oraz obecność środka utleniającego i reduktora.
W tym przypadku H2 jest środkiem utleniającym, ponieważ ok. O. wodór przed rozpoczęciem reakcji miał wartość „+”, a po nim „0”. Brał udział w procesie redukcji, przekazując 2 elektrony.
Zn jest czynnikiem redukującym, bierze udział w utlenianiu, przyjmując 2 elektrony, zwiększając c.o. (stan utlenienia).
Jest to również reakcja zastępcza. W grę wchodziły 2 substancje, prosty Zn i złożony - HCl. W wyniku reakcji powstały 2 nowe substancje, jedna prosta - H2 i jedna złożona - ZnCl2. Ponieważ Zn znajduje się w szeregu aktywności metali przed H2, wypierał go z substancji, która z nim reagowała.
Czas iść dalej. Jak już wiemy, całe równanie jonowe wymaga uporządkowania. Konieczne jest usunięcie tych cząstek, które są obecne zarówno po prawej, jak i lewej stronie równania. Cząstki te są czasami nazywane „jonami obserwatora”; nie biorą udziału w reakcji.
W zasadzie w tej części nie ma nic skomplikowanego. Trzeba tylko zachować ostrożność i zdać sobie sprawę, że w niektórych przypadkach równania pełne i krótkie mogą się pokrywać (więcej szczegółów można znaleźć w przykładzie 9).
Przykład 5. Napisz pełne i krótkie równania jonowe opisujące oddziaływanie kwasu krzemowego i wodorotlenku potasu w roztworze wodnym.
Rozwiązanie. Zacznijmy oczywiście od równania molekularnego:
H2SiO3 + 2KOH = K2SiO3 + 2H2O.
Kwas krzemowy jest jednym z rzadkich przykładów nierozpuszczalnych kwasów; Zapisujemy to w formie molekularnej. Piszemy KOH i K 2 SiO 3 w formie jonowej. Naturalnie H 2 O zapisujemy w formie molekularnej:
H2SiO3+ 2 tys.++ 2OH - = 2 tys.++ SiO3 2- + 2H 2O.
Widzimy, że jony potasu nie zmieniają się podczas reakcji. Cząstki te nie biorą udziału w procesie, musimy je usunąć z równania. Otrzymujemy pożądane krótkie równanie jonowe:
H 2 SiO 3 + 2OH - = SiO 3 2- + 2H 2 O.
Jak widać proces sprowadza się do oddziaływania kwasu krzemowego z jonami OH-. Jony potasu nie odgrywają w tym przypadku żadnej roli: moglibyśmy zastąpić KOH wodorotlenkiem sodu lub wodorotlenkiem cezu i ten sam proces zachodziłby w kolbie reakcyjnej.
Przykład 6. Tlenek miedzi(II) rozpuszczono w kwasie siarkowym. Napisz pełne i krótkie równanie jonowe tej reakcji.
Rozwiązanie. Podstawowy tlenki reagują z kwasami tworząc sól i wodę:
H 2 SO 4 + CuO = CuSO 4 + H 2 O.
Odpowiednie równania jonowe podano poniżej. Myślę, że w tej sprawie nie ma potrzeby komentować czegokolwiek.
2H++ SO 4 2-+ CuO = Cu2+ + SO 4 2-+H2O
2H + + CuO = Cu2+ + H2O
Przykład 7. Korzystając z równań jonowych, opisz oddziaływanie cynku z kwasem solnym.
Rozwiązanie. Metale stoją w miejscu zakres napięć na lewo od wodoru reagują z kwasami, wydzielając wodór (nie mówimy o specyficznych właściwościach kwasów utleniających):
Zn + 2HCl = ZnCl2 + H2.
Pełne równanie jonowe można łatwo zapisać:
Zn + 2H + + 2Cl -= Zn2+ + 2Cl -+H2.
Niestety, przechodząc do krótkiego równania w zadaniach tego typu, uczniowie często popełniają błędy. Na przykład usuwają cynk z dwóch stron równania. To duży błąd! Po lewej stronie znajduje się prosta substancja, nienaładowane atomy cynku. Po prawej stronie widzimy jony cynku. To zupełnie inne obiekty! Jest jeszcze więcej fantastycznych opcji. Na przykład jony H+ są przekreślone po lewej stronie, a cząsteczki H2 po prawej stronie. Jest to motywowane faktem, że oba są wodorem. Ale kierując się tą logiką, możemy na przykład założyć, że H 2, HCOH i CH 4 to „to samo”, ponieważ wszystkie te substancje zawierają wodór. Zobacz, jak absurdalne może to być!
Naturalnie w tym przykładzie możemy (i powinniśmy!) wymazać tylko jony chloru. Otrzymujemy ostateczną odpowiedź:
Zn + 2H + = Zn2+ + H2.
W przeciwieństwie do wszystkich omówionych powyżej przykładów, jest to reakcja redoks (podczas tego procesu następuje zmiana stany utlenienia). Dla nas jest to jednak całkowicie pozbawione zasad: ogólny algorytm zapisywania równań jonowych nadal tutaj działa.
Przykład 8. Miedź umieszczono w wodnym roztworze azotanu srebra. Opisz procesy zachodzące w roztworze.
Rozwiązanie. Więcej aktywnych metali (te po lewej stronie w zakres napięć) wypierają mniej aktywne z roztworów ich soli. Miedź znajduje się w szeregu napięcia na lewo od srebra, dlatego wypiera Ag z roztworu soli:
Сu + 2AgNO 3 = Cu(NO 3) 2 + 2Ag↓.
Pełne i krótkie równania jonowe podano poniżej:
Cu 0 + 2Ag + + 2NO 3 -= Cu2+ + 2NO 3 -+ 2Ag↓ 0 ,
Cu 0 + 2Ag + = Cu 2+ + 2Ag↓ 0 .
Przykład 9. Napisz równania jonowe opisujące oddziaływanie wodnych roztworów wodorotlenku baru i kwasu siarkowego.
Rozwiązanie. Mówimy o dobrze znanej wszystkim reakcji zobojętniania, równanie molekularne można zapisać bez trudności:
Ba(OH) 2 + H 2 SO 4 = BaSO 4 ↓ + 2H 2 O.
Pełne równanie jonowe:
Ba 2+ + 2OH - + 2H + + SO 4 2- = BaSO 4 ↓ + 2H 2 O.
Nadszedł czas na ułożenie krótkiego równania i tutaj staje się jasny interesujący szczegół: tak naprawdę nie ma co redukować. Nie obserwujemy identycznych cząstek po prawej i lewej stronie równania. Co robić? Szukasz błędu? Nie, nie ma tu żadnego błędu. Sytuacja, którą zastaliśmy, jest nietypowa, ale całkiem do zaakceptowania. Nie ma tu jonów obserwatora; wszystkie cząstki biorą udział w reakcji: gdy jony baru i anion siarczanowy łączą się, powstaje osad siarczanu baru, a gdy jony H + i OH - oddziałują, powstaje słaby elektrolit (woda).
– Ale pozwól mi! - wykrzykujesz. - „Jak napisać krótkie równanie jonowe?”
Nie ma mowy! Można powiedzieć, że krótkie równanie pokrywa się z pełnym, można przepisać poprzednie równanie jeszcze raz, ale znaczenie reakcji nie ulegnie zmianie. Miejmy nadzieję, że kompilatory opcji Unified State Exam uchronią Cię przed takimi „śliskimi” pytaniami, ale w zasadzie powinieneś być przygotowany na każdy scenariusz.
Czas zacząć pracować nad sobą. Proponuję wykonać następujące zadania:
Ćwiczenie 6. Napisz równania molekularne i jonowe (pełne i krótkie) dla następujących reakcji:
- Ba(OH)2 + HNO3 =
- Fe + HBr =
- Zn + CuSO4 =
- SO2 + KOH =
Jak rozwiązać zadanie 31 z jednolitego egzaminu państwowego z chemii
W zasadzie omówiliśmy już algorytm rozwiązania tego problemu. Jedynym problemem jest to, że zadanie egzaminu Unified State Exam zostało sformułowane nieco… nietypowo. Otrzymasz listę kilku substancji. Będziesz musiał wybrać dwa związki, pomiędzy którymi możliwa jest reakcja, napisać równania molekularne i jonowe. Przykładowo zadanie można sformułować następująco:
Przykład 10. Dostępne są wodne roztwory wodorotlenku sodu, wodorotlenku baru, siarczanu potasu, chlorku sodu i azotanu potasu. Wybierz dwie substancje, które mogą ze sobą reagować; napisz równanie molekularne reakcji oraz pełne i krótkie równania jonowe.
Rozwiązanie. Pamiętając właściwości głównych klas związków nieorganicznych dochodzimy do wniosku, że jedyną możliwą reakcją jest oddziaływanie wodnych roztworów wodorotlenku baru i siarczanu potasu:
Ba(OH) 2 + K 2 SO 4 = BaSO 4 ↓ + 2KOH.
Pełne równanie jonowe:
Ba 2+ + 2OH- + 2 tys.++ SO 4 2- = BaSO 4 ↓ + 2 tys.+ + 2OH-.
Krótkie równanie jonowe:
Ba 2+ + SO 4 2- = BaSO 4 ↓.
Nawiasem mówiąc, zwróć uwagę na interesujący punkt: krótkie równania jonowe okazały się identyczne w tym przykładzie i przykładzie 1 z pierwsza część tego artykułu. Na pierwszy rzut oka wydaje się to dziwne: reagują zupełnie różne substancje, ale wynik jest taki sam. Właściwie nie ma tu nic dziwnego: równania jonowe pomagają dostrzec istotę reakcji, którą można ukryć pod różnymi powłokami.
I jedna chwila. Spróbujmy wziąć inne substancje z proponowanej listy i utworzyć równania jonowe. Rozważmy na przykład interakcję azotanu potasu i chlorku sodu. Zapiszmy równanie molekularne:
KNO3 + NaCl = NaNO3 + KCl.
Na razie wszystko wygląda dość wiarygodnie i przechodzimy do pełnego równania jonowego:
K + + NO 3 - + Na + + Cl - = Na + + NO 3 - + K + + Cl - .
Zaczynamy usuwać niepotrzebne i odkrywamy nieprzyjemny szczegół: WSZYSTKO w tym równaniu jest „dodatkowe”. Wszystkie cząstki obecne po lewej stronie znajdujemy po prawej stronie. Co to znaczy? czy to możliwe? Być może, w tym przypadku po prostu nie ma reakcji; cząstki, które pierwotnie znajdowały się w roztworze, pozostaną w nim. Brak reakcji!
Widzisz, spokojnie napisaliśmy bzdury w równaniu molekularnym, ale krótkiego równania jonowego nie udało nam się „oszukać”. Tak właśnie jest, gdy formuły okazują się mądrzejsze od nas! Pamiętaj: jeśli pisząc krótkie równanie jonowe, dojdziesz do konieczności usunięcia wszystkich substancji, oznacza to, że albo popełniłeś błąd i próbujesz „zredukować” coś zbędnego, albo ta reakcja w ogóle nie jest możliwa.
Przykład 11. Węglan sodu, siarczan potasu, bromek cezu, kwas solny, azotan sodu. Z podanej listy wybierz dwie substancje, które mogą ze sobą reagować, napisz równanie cząsteczkowe reakcji oraz pełne i krótkie równania jonowe.
Rozwiązanie. Poniższa lista zawiera 4 sole i jeden kwas. Sole mogą ze sobą reagować tylko wtedy, gdy w wyniku reakcji wytrąci się osad, przy czym żadna z wymienionych soli nie jest w stanie wytrącić się w reakcji z inną solą z tej listy (sprawdź ten fakt za pomocą tabela rozpuszczalności!) Kwas może reagować z solą tylko wtedy, gdy sól utworzy się ze słabszego kwasu. Kwasy siarkowy, azotowy i bromowodorowy nie mogą zostać wyparte przez działanie HCl. Jedyną rozsądną opcją jest interakcja kwasu solnego z węglanem sodu.
Na2CO3 + 2HCl = 2NaCl + H2O + CO2
Uwaga: zamiast wzoru H 2 CO 3, który teoretycznie powinien powstać podczas reakcji, piszemy H 2 O i CO 2. Jest to prawidłowe, ponieważ kwas węglowy jest wyjątkowo niestabilny nawet w temperaturze pokojowej i łatwo rozkłada się na wodę i dwutlenek węgla.
Pisząc pełne równanie jonowe bierzemy pod uwagę, że dwutlenek węgla nie jest elektrolitem:
2Na + + CO 3 2- + 2H + + 2Cl - = 2Na + + 2Cl - + H 2 O + CO 2.
Usuwając nadmiar, otrzymujemy krótkie równanie jonowe:
CO 3 2- + 2H + = H 2 O + CO 2.
A teraz trochę poeksperymentuj! Spróbuj, tak jak to zrobiliśmy w poprzednim zadaniu, utworzyć równania jonowe dla niemożliwych reakcji. Weźmy na przykład węglan sodu i siarczan potasu lub bromek cezu i azotan sodu. Upewnij się, że krótkie równanie jonowe jest ponownie „puste”.
- Spójrzmy na 6 kolejnych przykładów rozwiązania zadań USE-31,
- omówimy sposób pisania równań jonowych w przypadku złożonych reakcji redoks,
- Podajmy przykłady równań jonowych z udziałem związków organicznych,
- Porozmawiajmy o reakcjach wymiany jonowej zachodzącej w ośrodku niewodnym.
