Меню Рубрики

Даны полные ионные уравнения химических реакций

Достаточно часто школьникам и студентам приходится составлять т. н. ионные уравнения реакций. В частности, именно этой теме посвящена задача 31, предлагаемая на ЕГЭ по химии. В данной статье мы подробно обсудим алгоритм написания кратких и полных ионных уравнений, разберем много примеров разного уровня сложности.

Напомню, что при растворении многих веществ в воде (и не только в воде!) происходит процесс диссоциации — вещества распадаются на ионы. Например, молекулы HCl в водной среде диссоциируют на катионы водорода (H + , точнее, H 3 O + ) и анионы хлора (Cl — ). Бромид натрия (NaBr) находится в водном растворе не в виде молекул, а в виде гидратированных ионов Na + и Br — (кстати, в твердом бромиде натрия тоже присутствуют ионы).

Записывая «обычные» (молекулярные) уравнения, мы не учитываем, что в реакцию вступают не молекулы, а ионы. Вот, например, как выглядит уравнение реакции между соляной кислотой и гидроксидом натрия:

HCl + NaOH = NaCl + H 2 O. (1)

Разумеется, эта схема не совсем верно описывает процесс. Как мы уже сказали, в водном растворе практически нет молекул HCl, а есть ионы H + и Cl — . Так же обстоят дела и с NaOH. Правильнее было бы записать следующее:

H + + Cl — + Na + + OH — = Na + + Cl — + H 2 O. (2)

Это и есть полное ионное уравнение . Вместо «виртуальных» молекул мы видим частицы, которые реально присутствуют в растворе (катионы и анионы). Не будем пока останавливаться на вопросе, почему H 2 O мы записали в молекулярной форме. Чуть позже это будет объяснено. Как видите, нет ничего сложного: мы заменили молекулы ионами, которые образуются при их диссоциации.

Впрочем, даже полное ионное уравнение не является безупречным. Действительно, присмотритесь повнимательнее: и в левой, и в правой частях уравнения (2) присутствуют одинаковые частицы — катионы Na + и анионы Cl — . В процессе реакции эти ионы не изменяются. Зачем тогда они вообще нужны? Уберем их и получим краткое ионное уравнение:

Как видите, все сводится к взаимодействию ионов H + и OH — c образованием воды (реакция нейтрализации).

Все, полное и краткое ионные уравнения записаны. Если бы мы решали задачу 31 на ЕГЭ по химии, то получили бы за нее максимальную оценку — 2 балла.

Итак, еще раз о терминологии:

  • HCl + NaOH = NaCl + H 2 O — молекулярное уравнение («обычное» уравнения, схематично отражающее суть реакции);
  • H + + Cl — + Na + + OH — = Na + + Cl — + H 2 O — полное ионное уравнение (видны реальные частицы, находящиеся в растворе);
  • H + + OH — = H 2 O — краткое ионное уравнение (мы убрали весь «мусор» — частицы, которые не участвуют в процессе).

  1. Составляем молекулярное уравнение реакции.
  2. Все частицы, диссоциирующие в растворе в ощутимой степени, записываем в виде ионов; вещества, не склонные к диссоциации, оставляем «в виде молекул».
  3. Убираем из двух частей уравнения т. н. ионы-наблюдатели, т. е. частицы, которые не участвуют в процессе.
  4. Проверяем коэффициенты и получаем окончательный ответ — краткое ионное уравнение.

Пример 1 . Составьте полное и краткое ионные уравнения, описывающие взаимодействие водных растворов хлорида бария и сульфата натрия.

Решение . Будем действовать в соответствии с предложенным алгоритмом. Составим сначала молекулярное уравнение. Хлорид бария и сульфат натрия — это две соли. Заглянем в раздел справочника «Свойства неорганических соединений». Видим, что соли могут взаимодействовать друг с другом, если в ходе реакции образуется осадок. Проверим:

BaCl 2 + Na 2 SO 4 = BaSO 4 &#x2193 + 2NaCl.

Таблица растворимости подсказывает нам, что BaSO 4 действительно не растворяется в воде (направленная вниз стрелка, напомню, символизирует, что данное вещество выпадает в осадок). Молекулярное уравнение готово, переходим к составлению полного ионного уравнения. Обе соли, присутствующие в левой части, записываем в ионной форме, а вот в правой части оставляем BaSO 4 в «молекулярной форме» (о причинах этого — чуть позже!) Получаем следующее:

Ba 2+ + 2Cl — + 2Na + + SO 4 2- = BaSO 4 &#x2193 + 2Cl — + 2Na + .

Осталось избавиться от балласта: убираем ионы-наблюдатели. В данном случае в процессе не участвуют катионы Na + и анионы Cl — . Стираем их и получаем краткое ионное уравнение:

Ba 2+ + SO 4 2- = BaSO 4 &#x2193.

А теперь поговорим подробнее о каждом шаге нашего алгоритма и разберем еще несколько примеров.

Должен сразу вас разочаровать. В этом пункте не будет однозначных рецептов. Действительно, вряд ли можно рассчитывать, что я смогу разобрать здесь ВСЕ возможные уравнения реакций, которые могут встретиться вам на ЕГЭ или ОГЭ по химии.

Ваш помощник — раздел «Свойства неорганических соединений». Если вы хорошо знакомы с четырьмя базовыми классами неорганических веществ (оксиды, основания, кислоты, соли), если вам известны химические свойства этих классов и методы их получения, можете на 95% быть уверены в том, что у вас не будет проблем на экзамене с написанием молекулярных уравнений.

Оставшиеся 5% — это некоторые «специфические» реакции, которые мы не сможем перечислить. Не будем лить слез по поводу этих 5%, а вспомним лучше номенклатуру и химические свойства базовых классов неорганических веществ. Три задания для самостоятельной работы:

Упражнение 1 . Напишите молекулярные формулы следующих веществ: оксид фосфора (V), нитрат цезия, сульфат хрома (III), бромоводородная кислота, карбонат аммония, гидроксид свинца (II), фосфат стронция, кремниевая кислота. Если при выполнении задания у вас возникнут проблемы, обратитесь к разделу справочника «Названия кислот и солей».

Упражнение 2 . Дополните уравнения следующих реакций:

  1. KOH + H 2 SO 4 =
  2. H 3 PO 4 + Na 2 O=
  3. Ba(OH) 2 + CO 2 =
  4. NaOH + CuBr 2 =
  5. K 2 S + Hg(NO 3 ) 2 =
  6. Zn + FeCl 2 =

Упражнение 3 . Напишите молекулярные уравнения реакций (в водном растворе) между: а) карбонатом натрия и азотной кислотой, б) хлоридом никеля (II) и гидроксидом натрия, в) ортофосфорной кислотой и гидроксидом кальция, г) нитратом серебра и хлоридом калия, д) оксидом фосфора (V) и гидроксидом калия.

Искренне надеюсь, что у вас не возникло проблем с выполнением этих трех заданий. Если это не так, необходимо вернуться к теме «Химические свойства основных классов неорганических соединений».

Начинается самое интересное. Мы должны понять, какие вещества следует записывать в виде ионов, а какие — оставить в «молекулярной форме». Придется запомнить следующее.

  • растворимые соли (подчеркиваю, только соли хорошо растворимые в воде);
  • щелочи (напомню, что щелочами называют растворимые в воде основания, но не NH 4 OH);
  • сильные кислоты (H 2 SO 4 , HNO 3 , HCl, HBr, HI, HClO 4 , HClO 3 , H 2 SeO 4 , . ).

Как видите, запомнить этот список совсем несложно: в него входят сильные кислоты и основания и все растворимые соли. Кстати, особо бдительным юным химикам, которых может возмутить тот факт, что сильные электролиты (нерастворимые соли) не вошли в этот перечень, могу сообщить следующее: НЕвключение нерастворимых солей в данный список вовсе не отвергает того, что они являются сильными электролитами.

Все остальные вещества должны присутствовать в ионных уравнениях в виде молекул. Тем требовательным читателям, которых не устраивает расплывчатый термин «все остальные вещества», и которые, следуя примеру героя известного фильма, требуют «огласить полный список» даю следующую информацию.

  • все нерастворимые соли;
  • все слабые основания (включая нерастворимые гидроксиды, NH 4 OH и сходные с ним вещества);
  • все слабые кислоты (H 2 СO 3 , HNO 2 , H 2 S, H 2 SiO 3 , HCN, HClO, практически все органические кислоты . );
  • вообще, все слабые электролиты (включая воду. );
  • оксиды (всех типов);
  • все газообразные соединения (в частности, H 2 , CO 2 , SO 2 , H 2 S, CO);
  • простые вещества (металлы и неметаллы);
  • практически все органические соединения (исключение — растворимые в воде соли органических кислот).

Уф-ф, кажется, я ничего не забыл! Хотя проще, по-моему, все же запомнить список N 1. Из принципиально важного в списке N 2 еще раз отмечу воду.

Пример 2 . Составьте полное ионное уравнение, описывающие взаимодействие гидроксида меди (II) и соляной кислоты.

Решение . Начнем, естественно, с молекулярного уравнения. Гидроксид меди (II) — нерастворимое основание. Все нерастворимые основания реагируют с сильными кислотами с образованием соли и воды:

Cu(OH) 2 + 2HCl = CuCl 2 + 2H 2 O.

А теперь выясняем, какие вещества записывать в виде ионов, а какие — в виде молекул. Нам помогут приведенные выше списки. Гидроксид меди (II) — нерастворимое основание (см. таблицу растворимости), слабый электролит. Нерастворимые основания записывают в молекулярной форме. HCl — сильная кислота, в растворе практически полностью диссоциирует на ионы. CuCl 2 — растворимая соль. Записываем в ионной форме. Вода — только в виде молекул! Получаем полное ионное уравнение:

Сu(OH) 2 + 2H + + 2Cl — = Cu 2+ + 2Cl — + 2H 2 O.

Пример 3 . Составьте полное ионное уравнение реакции диоксида углерода с водным раствором NaOH.

Решение . Диоксид углерода — типичный кислотный оксид, NaOH — щелочь. При взаимодействии кислотных оксидов с водными растворами щелочей образуются соль и вода. Составляем молекулярное уравнение реакции (не забывайте, кстати, о коэффициентах):

CO 2 + 2NaOH = Na 2 CO 3 + H 2 O.

CO 2 — оксид, газообразное соединение; сохраняем молекулярную форму. NaOH — сильное основание (щелочь); записываем в виде ионов. Na 2 CO 3 — растворимая соль; пишем в виде ионов. Вода — слабый электролит, практически не диссоциирует; оставляем в молекулярной форме. Получаем следующее:

СO 2 + 2Na + + 2OH — = Na 2+ + CO 3 2- + H 2 O.

Пример 4 . Сульфид натрия в водном растворе реагирует с хлоридом цинка с образованием осадка. Составьте полное ионное уравнение данной реакции.

Решение . Сульфид натрия и хлорид цинка — это соли. При взаимодействии этих солей выпадает осадок сульфида цинка:

Na 2 S + ZnCl 2 = ZnS&#x2193 + 2NaCl.

Я сразу запишу полное ионное уравнение, а вы самостоятельно проанализируете его:

2Na + + S 2- + Zn 2+ + 2Cl — = ZnS&#x2193 + 2Na + + 2Cl — .

Предлагаю вам несколько заданий для самостоятельной работы и небольшой тест.

Упражнение 4 . Составьте молекулярные и полные ионные уравнения следующих реакций:

  1. NaOH + HNO 3 =
  2. H 2 SO 4 + MgO =
  3. Ca(NO 3 ) 2 + Na 3 PO 4 =
  4. CoBr 2 + Ca(OH) 2 =

Упражнение 5 . Напишите полные ионные уравнения, описывающие взаимодействие: а) оксида азота (V) с водным раствором гидроксида бария, б) раствора гидроксида цезия с иодоводородной кислотой, в) водных растворов сульфата меди и сульфида калия, г) гидроксида кальция и водного раствора нитрата железа (III).

В следующей части статьи мы научимся составлять краткие ионные уравнения и разберем большое количество примеров. Кроме того, мы обсудим специфические особенности задания 31, которое вам предстоит решать на ЕГЭ по химии.

источник

а) Молекулярное уравнение реакции щелочи с кислотой:

KOH (р) + HCl (р) = KCl (р) + H 2 O (мд)

Полное ионное уравнение реакции:

K + + OH – + H + + Cl – = K + + Cl – + H 2 O

Cокращенное ионное уравнение реакции:

б) Молекулярное уравнение реакции основного оксида с кислотой:

Полное ионное уравнение реакции:

Cокращенное ионное уравнение реакции:

в) Молекулярное уравнение реакции нерастворимого основания с кислотой:

Полное ионное уравнение реакции:

В данном случае полное ионное уравнение совпадает с сокращенным ионным уравнением.

а) Молекулярное уравнение реакции растворимой соли со щелочью:

CuCl 2 (р) + 2 KOH (р) = 2 KCl (р) + Cu ( OH )2

Полное ионное уравнение реакции:

Cu 2+ + 2Cl – + 2K + + 2OH – = 2K + + 2Cl – + Cu(OH)2 ↓ .

Cокращенное ионное уравнение реакции:

б) Молекулярное уравнение реакции двух растворимых солей:

Полное ионное уравнение реакции :

2Al 3+ + 3SO4 2- + 3Ba 2+ + 6Cl — = 3BaSO4 ↓ + 2Al 3+ + 6Cl —

C окращенное ионное уравнение реакции :

в) Молекулярное уравнение реакции нерастворимого основания с кислотой:

Полное ионное уравнение реакции:

В данном случае полное ионное уравнение реакции совпадает с сокращенным. Эта реакция протекает до конца, о чем свидетельствуют сразу два факта: образование вещества, нерастворимого в воде, и выделение воды.

а) Молекулярное уравнение реакции растворимой соли (сульфида) с кислотой:

Полное ионное уравнение реакции:

2K + + S 2– + 2H + + 2Cl – = 2K + + 2Cl – + H2S ↑ .

Cокращенное ионное уравнение реакции:

б) Молекулярное уравнение реакции растворимой соли (карбоната) с кислотой:

Полное ионное уравнение реакции:

Cокращенное ионное уравнение реакции:

О протекании данной реакции до конца свидетельствуют два признака: выделение воды и газа – оксида углерода(IV).

в) Молекулярное уравнение реакции нерастворимой соли (карбоната) с кислотой:

Полное ионное уравнение реакции:

В данном случае полное ионное уравнение реакции совпадает с сокращенным уравнением. Эта реакция протекает до конца, о чем свидетельствуют сразу три признака: выделение газа, образование осадка и выделение воды.

источник

Ионные реакции — реакции между ионами в растворе

Давайте разберем основные ионные химические реакции неорганической и некоторые реакции органической химии.

Очень часто в различных заданиях по химии просят написать не только химические уравнения в молекулярной форме, но и в ионной (полные и сокращенные). Как уже было замечено, ионные химические реакции идут в растворах. Зачастую, вещества распадаются на ионы именно в воде.

Полное ионное уравнение химической реакции: все соединения — электролиты, переписываем в ионном виде с учетом коэффициентов:

2Na + +2OH — +2H + + SO -2 = 2Na + + SO4 -2 + 2H2O — полное ионное уравнение реакции

Сокращенное ионное уравнение химической реакции: сокращаем одинаковые составляющие:

OH — + H + = H2O — сокращенное ионное уравнение реакции

По результатам этого сокращения одинаковых ионов видно, какие ионы образовали то, что нерастворимо или малорастворимо — газообразные продукты или реагенты, осадки или малодиссоциирующие вещества.

Не раскладывают на ионы в ионных химических реакциях вещества:

1. нерастворимые в воде соединения (или малорастворимые) (см. ТАБЛИЦЫ );

Сa 2+ + 2NO3 — + 2Na + +2OH — = Ca(OH)2 + 2Na + +2NO3 — — полное ионное уравнение реакции

Сa 2+ + 2OH — = Ca(OH)2 — сокращенное ионное уравнение реакции

2. газообразные вещества, например, O2, Cl2, NO и т.д.:

2Na + + S -2 + 2H + +2Cl — = 2Na + + 2Cl — + H2S — полное ионное уравнение реакции

S -2 + 2H + = H2S — сокращенное ионное уравнение реакции

3. малодиссоциирующие вещества (H2O, NH4OH);

OH — + H + = H2O — сокращенное ионное уравнение реакции

4. оксиды (все: и образованные металлами, и неметаллами);

2AgNO3 + 2NaOH = Ag2O + 2NaNO3 + H2O

2Ag + + 2NO3 — + 2Na + + 2OH — = Ag2O + 2NO3 — + 2Na + + H2O — полное ионное уравнение реакции

2Ag + + 2OH — = Ag2O + H2O — сокращенное ионное уравнение реакции

5. органические вещества (органические кислоты относят к малодиссоциирующим веществам)

CH3COOH + Na + + OH — = CH3COO — + Na + + H2O — полное ионное уравнение реакции

CH3COOH + OH — = CH3COO — + H2O — сокращенное ионное уравнение реакции

Зачастую ионные химические реакции — это реакции обмена .

Если все участвующие в реакции вещества находятся в виде ионов, то связывание их с образованием нового вещества не происходит, поэтому реакция в этом случае практически не осуществима.

Отличительной особенностью химических реакций ионного обмена от окислительно-восстановительных реакций является то, что они протекают без изменения степеней окисления, участвующих в реакции частиц.

  • в ЕГЭ это вопрос А23 — Реакции ионного обмена
  • в ГИА (ОГЭ) это А8Реакции ионного обмена

источник

Ионные химические реакции — реакции между ионами в растворе. Соответственно, их уравнения и называются ионными уравнениями химических реакций. Чтобы их записать все молекулы разделют на ионы, которые бывают двух типов: катионы (положительно заряженные) и анионы (отрицательно заряженные).
Записывают ИУ следующим образом:
каждую молекулу разбивают на ионы, которые записываются отдельно. Например: BaCl₂ + H₂SO₄ => 2HCl + BaSO₄ будет записана так:
Ba²⁺ + 2Cl⁻ + 2H⁺ + SO₄²⁻ => 2H⁺ + 2Cl + Ba²⁺ + SO₄²⁻
Сверху указывается условный заряд каждого иона, который постоянен для некоторых ионов, и изменяется для других. Например, H всегда заряжен ⁺, OH всегда заряжен ⁻ и так далее.
Как ты могла заметить, все молекулы получаются заряжены нейтрально — ионы с одинаковым зарядом «находят друг друга». Если общий заряд молекулы не будет равен 0, то она будет радиоактивна, но об этом школьный курс химии рассказывает немного.
Ещё существует сокращённое ионное уравнение, это когда все ионы, одинаковые в левой и правой части сокращают и записывают только изменившиеся. В первом примере все ионы можно сократить, поэтому к нему сокращённое ионное не пишут. Выглядят они вот так:
Полное: Al³⁺ + 3Cl⁻ + 3Na⁺ + 3OH⁻ => AlOH₃ + 3Na⁺ + 3Cl⁻
Сокращённое: Al³⁺ + 3OH⁻ => AlOH₃
Мы сократили все одинаковые ионы и остались только изменившиеся. AlOH₃ мы не разложили на ионы, потому что он выпал в осадок. Осадки, газы и вода не распадаются на ионы, поэтому записываются как целая молекула.

источник

Сущность обменных реакций, протекающих в растворах, отражают ионные (ионно-молекулярные) уравнения реакций. Такие реакции в общем виде записываются в виде трех уравнений: а) молекулярного; б) полного ионного; в) сокращенного ионного. Например, при взаимодействии карбоната натрия с соляной кислотой все три уравнения выглядят так:

2 Na + + +2 H + + 2 Cl –  2 Na + + 2 Cl – + H2O + CO2.

2 H + +  H2O + CO2.

В сокращенном ионном уравнении отсутствуют те ионы, которые до и после реакции остались неизменными.

При записи ионных уравнений принято придерживаться следующих правил.

Не записывают в виде ионов как в левой, так и в правой частях уравнения формулы:

а) слабых электролитов, т.е. веществ, которые в водных растворах лишь частично распадаются на ионы. К слабым электролитам относятся: вода, кислоты (H2CO3, H2SiO3, H2S, CH3COOH, H3PO4, H2SO3, HF, HNO2, HClO, HClO2, H2SO4(конц.)), основания, за исключением гидроксидов щелочных и щелочно-земельных металлов (NH4OH, Cu(OH)2, Al(OH)3, Fe(OH)2 и др.);

б) нерастворимых и малорастворимых в воде веществ, которые устанавливаются по таблице растворимости кислот, оснований и солей;

д) водородсодержащих остатков слабых кислот: ,,, НS – , и т.д.;

е) остатков слабых оснований, содержащих гидроксогруппы: CuOH + , MgOH + , AlOH 2+ , .

В виде ионов записывают формулы:

б) щелочей (гидроксидов щелочных и щелочноземельных металлов): LiOH, NaOH, KOH, RbOH, CsOH, Ca(OH)2, Sr(OH)2, Ba(OH)2;

в) растворимых в воде солей: NaCl, K2SO4, Сu(NO3)2 и т.д. Формулы растворимых комплексных солей также представляют в виде ионов:

а) Получение основного оксида

В металлическую ложечку для сжигания положите немного стружки магния и нагрейте в пламени спиртовки до воспламенения магния.

Осторожно! Магний горит очень ярко. Напишите уравнение реакции. Отметьте цвет оксида. Сохраните полученный оксид для следующего опыта.

б) Взаимодействие основного оксида с водой

Полученный в предыдущем опыте оксид перенесите в пробирку и добавьте 1-2 мл воды и 2-3 капли фенолфталеина. Как изменилась окраска? Напишите уравнение реакции взаимодействия оксида магния с водой.

в) Получение кислотного оксида

Положите в пробирку кусочек мела или мрамора и прибавьте 1-2 мл раствора соляной кислоты. Что наблюдается? Получите углекислый газ в аппарате Киппа, в котором протекает аналогичная реакция соляной кислоты с мрамором. Напишите уравнение реакции в молекулярной и ионно-молекулярной формах. Сделайте заключение об устойчивости угольной кислоты.

г) Взаимодействие кислотного оксида с водой и основаниями

Пропустите ток углекислого газа из аппарата Киппа в пробирку с водой. Добавьте к содержимому пробирки 2-3 капли раствора индикатора метилового красного. Отметьте изменение окраски и объясните причину. Напишите уравнение реакции взаимодействия углекислого газа с водой.

Пропустите ток углекислого газа в пробирку со свежеприготовленной известковой водой (насыщенный раствор гидроксида кальция). С чем связано происходящее помутнение раствора? Какая соль при этом образуется? Продолжайте пропускать избыток углекислого газа через раствор до полного растворения выпавшего осадка. Какая соль образуется? Составьте уравнение реакций в молекулярной и ионно-молекулярной формах образования средней соли CaCO3 и взаимодействия средней соли с избытком угольной кислоты. Полученный раствор сохраните для опыта 4, в).

д) Свойства амфотерных оксидов

В две пробирки поместите по одному микрошпателю оксида цинка. В первую пробирку добавьте 10-15 капель 2 M раствора соляной кислоты, в другую – столько же концентрированного раствора щелочи. Осторожно встряхните содержимое пробирок до растворения осадков в обеих пробирках. Напишите уравнения реакций в молекулярной и ионно-молекулярной формах. Сделайте вывод о характере взятого оксида.

источник

Ионные химические реакции — реакции между ионами в растворе. Соответственно, их уравнения и называются ионными уравнениями химических реакций. Чтобы их записать все молекулы разделют на ионы, которые бывают двух типов: катионы (положительно заряженные) и анионы (отрицательно заряженные).
Записывают ИУ следующим образом:
каждую молекулу разбивают на ионы, которые записываются отдельно. Например: BaCl₂ + H₂SO₄ => 2HCl + BaSO₄ будет записана так:
Ba²⁺ + 2Cl⁻ + 2H⁺ + SO₄²⁻ => 2H⁺ + 2Cl + Ba²⁺ + SO₄²⁻
Сверху указывается условный заряд каждого иона, который постоянен для некоторых ионов, и изменяется для других. Например, H всегда заряжен ⁺, OH всегда заряжен ⁻ и так далее.
Как ты могла заметить, все молекулы получаются заряжены нейтрально — ионы с одинаковым зарядом «находят друг друга». Если общий заряд молекулы не будет равен 0, то она будет радиоактивна, но об этом школьный курс химии рассказывает немного.
Ещё существует сокращённое ионное уравнение, это когда все ионы, одинаковые в левой и правой части сокращают и записывают только изменившиеся. В первом примере все ионы можно сократить, поэтому к нему сокращённое ионное не пишут. Выглядят они вот так:
Полное: Al³⁺ + 3Cl⁻ + 3Na⁺ + 3OH⁻ => AlOH₃ + 3Na⁺ + 3Cl⁻
Сокращённое: Al³⁺ + 3OH⁻ => AlOH₃
Мы сократили все одинаковые ионы и остались только изменившиеся. AlOH₃ мы не разложили на ионы, потому что он выпал в осадок. Осадки, газы и вода не распадаются на ионы, поэтому записываются как целая молекула.

источник

Молекулярное уравнение реакции обмена с участием воды:

2FeCl3 + 3K2CO3 + 3H2O = 6KCl + 2Fe(ОН)3 + 3СО2

Полное ионное уравнение реакции:

Cокращенное ионное уравнение реакции:

Данная реакция ионного обмена протекает до конца, о чем свидетельствуют сразу два признака: выделение газа и образование осадка.

Молекулярное уравнение реакции металлического цинка с водной щелочью:

Zn + 2NaOH + 2H2O = Na2[Zn(OH)4] + H2

Полное ионное уравнение реакции:

Cокращенное ионное уравнение реакции:

Молекулярное уравнение реакции амфотерного оксида с водной щелочью:

Полное ионное уравнение реакции:

Cокращенное ионное уравнение реакции:

Молекулярное уравнение реакции нерастворимого карбоната с растворимой в воде солью:

СaCO3 + CuCl2 + H2O = Cu(OH)2 + CaCl2 + CO2

Полное ионное уравнение реакции:

СaCO3 + Cu 2+ + 2Cl – + H2O = Cu(OH)2 + Ca 2+ + 2Cl – + CO2

Cокращенное ионное уравнение реакции:

СaCO3 + Cu 2+ + H2O = Cu(OH)2 + Ca 2+ + CO2

13) СТЕПЕНЬ ОКИСЛЕНИЯ

Несмотря на широкое применение в химии понятия «степень окисления», оно является сугубо формальным. В настоящее время экспериментально определяемые истинные заряды атомов в соединениях не имеют ничего общего со степенями окисления этих элементов. Так, действительные заряды атомов водорода и хлора в молекуле HCl соответственно равны + 0,17 и — 0,17 (а степени окисления +1 и -1). В кристаллах сульфида цинка ZnS заряды атомов цинка и серы равны + 0,86 и — 0,86 вместо формальных степеней окисления + 2 и — 2.

Нельзя отождествлять степень окисления с валентностью элемента, если даже их абсолютные значения совпадают. Валентность атома, определяемая как число химических связей, которыми данный атом соединен с другими атомами, не может иметь знака (+ или -) и равняться нулю. Поэтому особенно неудачны выражения «положительная и отрицательная валентность» и тем более «нулевая валентность», бытующие поныне в химической литературе. Рассмотрим пример метана CH4 , метилового спирта CH3OH, формальдегида HCOH, муравьиной кислоты HCOOH и диоксида углерода CO2 , в которых валентность углерода равна четырем, а степени окисления его — соответственно — 4, — 2, 0, + 2, + 4. К тому же для установления валентности атома требуется знание химического строения, а определение степени окисления производится в отрыве от структуры вещества, то есть формально.

Прекрасной иллюстрацией глубокого различия между валентностью и степенью окисления элемента являются хорошо изученные комплексные соединения некоторых переходных металлов, именуемые кластерами [5], в которых между комплексообразователями возникают ковалентные связи по обменному механизму. Так, трихлорид вольфрама с хлоридом калия образует комплекс 2WCl3 » 3KClЇK3[W2Cl9], анион которого имеет химическое строение

Как видно из структуры этого кластера, каждый атом вольфрама со степенью окисления W3 + характеризуется девятью ковалентными связями, из которых три образованы по обменному механизму, а шесть валентных связей с шестью атомами хлора — по донорно-акцепторному

КОВАЛЕНТНАЯ СВЯЗЬ

Главное в учении о ковалентной связи — обобществление валентных электронов. В молекуле водорода обобществляются электроны от каждого атома водорода, которые и являются валентными. При этом одна обобществленная электронная пара соответствует одной «единице валентности». Общая электронная пара, ответственная за химическую связь, иначе называется поделенной парой электронов. Возникновение кратной (двойной и тройной) связи сопровождается образованием соответственно двух или трех поделенных электронных пар.

Таким образом, ковалентная связь осуществляется электронной парой, находящейся в общем владении двух атомов, образующих химическую связь. Ковалентную связь между одинаковыми атомами (например, в H2 , N2) называют также атомной, или гомеополярной (атомную, или гомеополярную, связь иногда называют также неионной). Молекулы или соединения, образованные на основе этих связей, называются неполярными или гомеополярными. Их электрический дипольный момент равен нулю. Ковалентная связь возникает и при химическом взаимодействии атомов разных химических элементов. Тогда обобществленная электронная пара (или электронные пары) несколько смещается в сторону более электроотрицательного партнера. Несмотря на такое смещение, электронная пара продолжает быть коллективной собственностью обоих взаимодействующих атомов. Такая ковалентная связь называется полярной и показана на примере образования молекулы HF :

Элементы, проявляющие постоянную степень окисления:
А) щелочные метлы (Li, Na, K, Rb, Cs) – +1;
Б) металлы второй группы (A и B) – +2;
В) алюминий – +3;
Г) фтор – -1;

Дата добавления: 2016-12-06 ; просмотров: 532 | Нарушение авторских прав

источник

Молекулярное уравнение реакции обмена с участием воды:

2FeCl3 + 3K2CO3 + 3H2O = 6KCl + 2Fe(ОН)3 + 3СО2

Полное ионное уравнение реакции:

Cокращенное ионное уравнение реакции:

Данная реакция ионного обмена протекает до конца, о чем свидетельствуют сразу два признака: выделение газа и образование осадка.

Молекулярное уравнение реакции металлического цинка с водной щелочью:

Zn + 2NaOH + 2H2O = Na2[Zn(OH)4] + H2

Полное ионное уравнение реакции:

Cокращенное ионное уравнение реакции:

Молекулярное уравнение реакции амфотерного оксида с водной щелочью:

Полное ионное уравнение реакции:

Cокращенное ионное уравнение реакции:

Молекулярное уравнение реакции нерастворимого карбоната с растворимой в воде солью:

СaCO3 + CuCl2 + H2O = Cu(OH)2 + CaCl2 + CO2

Полное ионное уравнение реакции:

СaCO3 + Cu 2+ + 2Cl – + H2O = Cu(OH)2 + Ca 2+ + 2Cl – + CO2

Cокращенное ионное уравнение реакции:

СaCO3 + Cu 2+ + H2O = Cu(OH)2 + Ca 2+ + CO2

источник

Ионные химические реакции — реакции между ионами в растворе. Соответственно, их уравнения и называются ионными уравнениями химических реакций. Чтобы их записать все молекулы разделют на ионы, которые бывают двух типов: катионы (положительно заряженные) и анионы (отрицательно заряженные).
Записывают ИУ следующим образом:
каждую молекулу разбивают на ионы, которые записываются отдельно. Например: BaCl₂ + H₂SO₄ => 2HCl + BaSO₄ будет записана так:
Ba²⁺ + 2Cl⁻ + 2H⁺ + SO₄²⁻ => 2H⁺ + 2Cl + Ba²⁺ + SO₄²⁻
Сверху указывается условный заряд каждого иона, который постоянен для некоторых ионов, и изменяется для других. Например, H всегда заряжен ⁺, OH всегда заряжен ⁻ и так далее.
Как ты могла заметить, все молекулы получаются заряжены нейтрально — ионы с одинаковым зарядом «находят друг друга». Если общий заряд молекулы не будет равен 0, то она будет радиоактивна, но об этом школьный курс химии рассказывает немного.
Ещё существует сокращённое ионное уравнение, это когда все ионы, одинаковые в левой и правой части сокращают и записывают только изменившиеся. В первом примере все ионы можно сократить, поэтому к нему сокращённое ионное не пишут. Выглядят они вот так:
Полное: Al³⁺ + 3Cl⁻ + 3Na⁺ + 3OH⁻ => AlOH₃ + 3Na⁺ + 3Cl⁻
Сокращённое: Al³⁺ + 3OH⁻ => AlOH₃
Мы сократили все одинаковые ионы и остались только изменившиеся. AlOH₃ мы не разложили на ионы, потому что он выпал в осадок. Осадки, газы и вода не распадаются на ионы, поэтому записываются как целая молекула.

источник

Ионные химические реакции — реакции между ионами в растворе. Соответственно, их уравнения и называются ионными уравнениями химических реакций. Чтобы их записать все молекулы разделют на ионы, которые бывают двух типов: катионы (положительно заряженные) и анионы (отрицательно заряженные).
Записывают ИУ следующим образом:
каждую молекулу разбивают на ионы, которые записываются отдельно. Например: BaCl₂ + H₂SO₄ => 2HCl + BaSO₄ будет записана так:
Ba²⁺ + 2Cl⁻ + 2H⁺ + SO₄²⁻ => 2H⁺ + 2Cl + Ba²⁺ + SO₄²⁻
Сверху указывается условный заряд каждого иона, который постоянен для некоторых ионов, и изменяется для других. Например, H всегда заряжен ⁺, OH всегда заряжен ⁻ и так далее.
Как ты могла заметить, все молекулы получаются заряжены нейтрально — ионы с одинаковым зарядом «находят друг друга». Если общий заряд молекулы не будет равен 0, то она будет радиоактивна, но об этом школьный курс химии рассказывает немного.
Ещё существует сокращённое ионное уравнение, это когда все ионы, одинаковые в левой и правой части сокращают и записывают только изменившиеся. В первом примере все ионы можно сократить, поэтому к нему сокращённое ионное не пишут. Выглядят они вот так:
Полное: Al³⁺ + 3Cl⁻ + 3Na⁺ + 3OH⁻ => AlOH₃ + 3Na⁺ + 3Cl⁻
Сокращённое: Al³⁺ + 3OH⁻ => AlOH₃
Мы сократили все одинаковые ионы и остались только изменившиеся. AlOH₃ мы не разложили на ионы, потому что он выпал в осадок. Осадки, газы и вода не распадаются на ионы, поэтому записываются как целая молекула.

источник

Ионные уравнения. Реакции ионного обмена

IV. РЕАКЦИИ В РАСТВОРАХ

Химические реакции в растворах электролитов протекают, как правило, с высокими скоростями. Большая скорость химических реакций в растворах объясняется тем, что они протекают не между молекулами, а между ионами.

Согласно теории электролитической диссоциации, в водных растворах электролиты присутствуют: сильные – в виде ионов, а слабые – преимущественно в виде недиссоциированных молекул. Запишем уравнение реакции в молекулярной форме

Перепишем это уравнение для реального состояния веществ в растворе (см. табл. 4): растворимые в воде FeCl3, NaOH, NaCl (сильные электролиты) в виде ионов, а нерастворимый в воде Fe(OH)3 (слабый электролит) в молекулярном виде

Fe 3+ + 3Cl — + 3Na + + 3OH — = Fe(OH)3 + 3Na + + 3Cl — .

Это ионное уравнение реакции (полное ионно-молекулярное уравнение). Исключим из обеих частей ионного уравнения одноименные ионы, т.е. ионы, не участвующие в реакции. В окончательном виде получим сокращенное ионно-молекулярное уравнениереакции

Как видно из этого уравнения, реакция сводится к взаимодействию ионов Fe 3+ и OH, — в результате чего образуется осадок Fe(OH)3. При смешении растворов, содержащих ионы Fe 3+ и ионы OH — , всегда образуется осадок гидроксида железа (III).

Пример 1.Составить три молекулярных уравнения реакций, которым соответствует краткое ионно-молекулярное уравнение

Решение. В левой части уравнения указаны ионы, образовавшиеся из сильных электролитов. Используя таблицу растворимости солей, кислот и оснований в воде (см. табл. 4) можем записать молекулярные уравнения:

2Fe 3+ + 3 SO4 2 − + 6Na + + 6OH − = 2Fe(OH)3 +6Na + +3 SO4 2 −

2Fe 3+ + 3NO3 − + 3Ba 2+ + 6OH − = 2Fe(OH)3+ 3Ba 2+ + 3NO3

2Fe 3+ + 3CrO4 2 − + 6Na + + 6OH − = 2Fe(OH)3+ 6Na + + 3CrO4 2 −

Смешаем два водных раствора хлорида калия и нитрата натрия. Запишем молекулярное уравнение реакции

K + + Cl — + Na + + NO3 — = K + + Cl — + Na + + NO3 — .

Так как исходные вещества и продукты хорошо растворимы в воде (сильные электролиты), то реакция в растворе обратима. С точки зрения теории электролитической диссоциации, реакции не происходит. Однако, если выпарить раствор, то получится смесь четырех солей: KCl, NaNO3, KNO3, NaCl.

Рассмотрим, в каких же случаях реакции в растворах протекают необратимо:

1.Реакции протекают с образованием малорастворимых соединений:

Ag + + NO3 — + H + + Cl — = AgCl + H + + NO3 — ,

2. Реакции протекают с образованием легколетучих соединений (газы):

3. Реакции протекают с образованием слабо диссоциирующих соединений (слабых электролитов):

H + + Cl — + K + + OH — = K + + Cl — + H2O ,

Таким образом, реакции в растворах практически необратимо протекают в сторону реакции, протекающей с образованием осадков, газов, слабых электролитов.

Пример 2.В растворе присутствуют вещества: NaCl, CuCl2. Какие из этих веществ будут взаимодействовать с хроматом калия? Составить молекулярные и ионно-молекулярные уравнения реакций.

Решение. Составим молекулярные уравнения реакций

Используя таблицу растворимости солей, кислот и оснований в воде (см. табл.4), находим, что исходные вещества NaCl, CuCl2, K2CrO4 и образующиеся в результате протекающей в растворе реакции обмена, Na2CrO4 и KCl являются растворимыми в воде солями, т.е являются сильными электролитами и находятся в растворе в виде ионов. CuCrO4 является нерастворимым в воде соединением и находится в растворе в молекулярном виде. Составим ионно-молекулярные уравнения реакций

2 Na + + 2Cl — + 2K + + CrO4 2- = 2Na + + CrO4 2- + 2K + + 2Cl —

Cu 2+ + 2Cl — + 2K + + CrO4 2- = CuCrO4 2- + 2K + + 2Cl —

При взаимодействии хлорида меди и хромата калия протекает реакция с образованием нерастворимого в воде соединения хромат меди. Реакция может быть записана кратким ионно–молекулярным уравнением

4.2. Гидролиз солей

Практика показывает, что водные растворы средних солей могут иметь кислую, нейтральную или основную (щелочную) реакцию, хотя в формуле этих соединений они не содержат ни водородных, ни гидроксидных ионов. Объяснение этому факту можно найти во взаимодействии ионов соли с водой с образованием слабого электролита. Обменная реакция между солью и водой называется гидролизом соли.

Возможны три случая гидролиза:

1.Соль образована сильным основанием и слабой кислотой. Гидролиз, например карбоната натрия, протекает следующим образом:

При гидролизе ионы CO3 2- связывают ионы H + из воды в слабый электролит HCO3 — . Ионы Na + не могут связать OH — в молекулы, т.к. NaOH является сильным электролитом. В растворе создается избыток OH — , поэтому раствор приобретает щелочную реакцию (pH >7).

2. Соль образована слабым основанием и сильной кислотой. Гидролиз, например хлорида алюминия, протекает в три ступени:

I ступень. AlCl3 + HOH = Al (OH)Cl2 +HCl

Al 3+ + HOH = [Al (OH)] 2+ + H + ,

II ступень. Al (OH)Cl2 + HOH = Al (OH)2Cl + HCl

[Al (OH)] 2+ + HOH = [Al (OH)2] + + H + ,

III ступень практически не протекает.

При гидролизе ионы Al 3+ связывают ионы OH — из воды в слабый электролит [Al (OH)] 2+ . Ионы Cl — не могут связать H + в молекулы, т.к. HCl является сильным электролитом. В растворе создается избыток H + , поэтому раствор приобретает кислую реакцию (pH + +CO3 2- + HOH = NH4OH + HCO3 — .

При гидролизе ионы соли одновременно связывают ионы H + и OH — из воды в слабые электролиты. Реакция раствора зависит от соотношения констант диссоциации кислоты и основания (силы кислоты и основания).

Если константа диссоциации кислоты больше константы диссоциации основания, раствор имеет кислую реакцию (pH 7).

Так, реакция водного раствора (NH4)2CO3 слабощелочная, т.к. константа диссоциации NH4OH больше константы диссоциации HCO3 — .

Соли, образованные сильными кислотами и сильными основаниями, например сульфат калия – K2SO4, гидролизу не подвергаются. Раствор будет иметь нейтральную реакцию.

4.3. Окислительно-восстановительные реакции

По изменению степени окисления все химические реакции можно разделить на два типа:

I. Реакции, протекающие без изменения степени окисления элементов, входящих в состав реагирующих веществ. Такие реакции относятся к реакциям ионного обмена.

II. Реакции, идущие с изменением степени окисления элементов,

входящих в состав реагирующих веществ. Такие реакции относятся к окислительно-восстановительным реакциям.

Степень окисления (окисленности) – характеристика состояния

атомов элементов в составе молекулы. Она характеризует неравномерность распределения электронов между атомами элементов и соответствует заряду, который приобрел бы атом элемента, если бы все общие электронные пары его химических связей сместились в сторону более электроотрицательного элемента. В зависимости от относительной электроотрицательности элементов, образующих связь (см. табл.3), электронная пара может быть смещена к одному из атомов или симметрично расположена относительно ядер атомов. Поэтому степень окисления элементов может иметь отрицательное, положительное или нулевое значение.

Элементы, атомы которых принимают электроны от других атомов,

имеют отрицательную степень окисления. Элементы, атомы которых отдают свои электроны другим атомам, имеют положительную степень окисления. Нулевую степень окисления имеют атомы в молекулах простых веществ, а также, если вещество находится в атомном состоянии.

Степень окисления обозначается +1, +2.

Степень окисления элемента в соединении определяется по следующим правилам:

1.Степень окисления элемента в простых веществах равна нулю.

2.Некоторые элементы почти во всех своих соединениях проявляют постоянную степень окисления. К таким элементам относятся:

— водород, который имеет степень окисления +1.

кислород имеет степень окисления –2.

3.Элементы I, II и III групп главных подгрупп Периодической системы элементов Д.И.Менделеева имеют постоянную степень окисления, равную номеру группы.

Элементы Na, Ba, Al: степень окисления +1, +2,+3 соответственно.

4.Для элементов, имеющих переменную степень окисления, существует понятие высшая и низшая степени окисления.

а)Высшая степень окисления элемента равна номеру группы Периодической системы элементов Д.И.Менделеева, в которой находится элемент.

Элементы N,Cl: высшая степень окисления +5,+7соответственно.

б)Низшая степень окисления элемента равна номеру группы Периодической системы элементов Д.И Менделеева, в которой находится элемент минус восемь.

Элементы N,Cl: низшая степень окисления -3,-1 соответственно.

5.В одноэлементных ионахстепень окисления элемента равна заряду иона.

Fe 3+ — степень окисления равна +3; S 2- — степень окисления равна -2.

6.Сумма степеней окисления всех атомов элементов в молекуле равна нулю.

KNO3; (+1) + X + 3 · (-2) = 0; X = +5. Степень окисления азота равна +5.

7.Сумма степеней окисления всех атомов элементов в ионе равна заряду иона.

SO4 2- ; X + 4· (-2) = -2; X = +6. Степень окисления серы равна +6.

8.В соединениях, состоящих из двух элементов, элемент, который записан справа, всегда имеет низшую степень окисления.

Реакции, в которых изменяется степень окисления элементов, относятся к окислительно-восстановительным реакциям /ОВР/. Эти реакции состоят из процессов окисления и восстановления.

Окислениемназывается процесс отдачи электронов элементом, входящим в состав атома, молекулы или иона.

При окислении степень окисления элемента повышается. Вещество (атом, молекула или ион), в состав которого входит элемент, отдающий электроны, называется восстановителем. Al, H2, Fe 2+ , Cl — восстановители. Восстановитель окисляется.

Восстановлениемназывается процесс присоединения электронов элементом, входящим в состав атома, молекулы или иона.

При восстановлении степень окисления элемента понижается. Вещество (атом, молекула или ион), в состав которого входит элемент, принимающий электроны, называется окислителем. S, Fe 3+ , Cl2окислители.

Окислитель восстанавливается.

Общее число электронов в системе при химической реакции не изменяется. Число электронов, отдаваемых восстановителем, равно числу электронов, присоединяемых окислителем.

Для составления уравнения окислительно-восстановительной реакции (ОВР) в растворах используют ионно-электронный метод (методполуреакций).

ОВР могут протекать в кислой, нейтральной или основной (щелочной) средах. В уравнениях реакций учитывают возможное участие молекул воды (HOH) и содержащихся в растворе, в зависимости от характера среды, избытка ионов Н + или ОН — :

– в кислой среде – НОН и ионы Н + ;

– в нейтральной среде – только НОН;

– в щелочной среде – НОН и ионы ОН — .

При составлении уравнений ОВР необходимо придерживаться определенной последовательности:

1.Написать схему реакции.

2.Определить элементы, которые изменили степень окисления.

3.Написать схему в кратком ионно-молекулярном виде: сильные электролиты в виде ионов, слабые электролиты в виде молекул.

4.Составить уравнения процессов окисления и восстановления (уравнения полуреакций). Для этого записать элементы, изменяющие степень окисления в виде реальных частиц (ионов, атомов, молекул) и уравнять число каждого элемента в левой и правой частях полуреакции.

Примечание: Если исходное вещество содержит меньше атомов кислорода, чем продукты ( Р РО4 3- ) , то недостаток кислорода поставляется средой.

Если исходное вещество содержит больше атомов кислорода, чем продукты (SO4 2- SO2) , то освобождающийся кислород связывается средой.

Кислая среда НОН, Н + Нейтральная среда НОН Щелочная среда НОН, ОН —
Избыток кислорода О -2 +2Н + =НОН О -2 +НОН=2ОН — О -2 +НОН=2ОН —
Недостаток кислорода НОН=О -2 +2Н + НОН=О -2 +2Н + 2ОН — =О — 2 +НОН

5.Уравнять левую и правую части уравнений по числу зарядов. Для этого прибавить или вычесть необходимое число электронов.

6.Подобрать множители для полуреакций окисления и восстановления так, чтобы число электронов при окислении было равно числу электронов при восстановлении.

7.Суммировать полуреакции окисления и восстановления с учетом найденных множителей.

8.Полученное ионно-молекулярное уравнение записать в молекулярной форме.

9.Провести проверку по кислороду.

Пример 3.Составить уравнение реакции, используя ионно–электронный метод составления уравнений реакций. Указать вещества: окислитель и восстановитель.

KMnO4 + NaNO2 + H2SO4 MnSO4 + NaNO3 + K2SO4 + HOH

Решение. Из схемы видно, что реакция протекает в кислой среде.

1.Определим, какие элементы изменили степень окисления.

KMnO4 + NaNO2 + H2SO4 MnSO4 + NaNO3 + K2SO4 + HOH

Степень окисления изменили элементы марганец (Mn) и азот (N).

2.Запишем схему реакции в кратком ионно-молекулярном виде

MnO4 — + NO2 — + 2H + Mn 2+ + NO3 — + HOH

элемент марганец из иона MnO4 — переходит в ион Mn 2+ , элемент азот из иона NO2 — переходит в ион NO3

3.Составим уравнения процессов окисления и восстановления, имея в виду, что реакция протекает в кислой среде:

MnO4 — + 8H + = Mn 2+ +4HOH

4.Уравниваем левую и правую части уравнений по числу электронов.

Окислитель MnO4 — + 8H + + 5e = Mn 2+ +4HOH -реакция восстановления

Восстановитель NO2 — + HOH – 2e = NO3 — + 2H + — реакция окисления.

5.Находим множители для полуреакций окисления и восстановления.

Окислитель 2 MnO4 — + 8H + + 5e = Mn 2+ +4HOH — восстановление

Восстановитель 5 NO2 — + HOH – 2e = NO3 — + 2H + — окисление.

6.Умножаем полуреакции на множители и суммируем.

2MnO4 — + 6 16H + + 5NO2 — + 5H2O = 2Mn 2+ + 3 8H2O + 5NO3 — + 10H + .

7.Получаем уравнение в молекулярном виде:

Вещество K2SO4 получилось в результате реакции ионного обмена.

В данной реакции вещество KMnO4 является окислителем, а вещество NaNO2 является восстановителем.

Различают три типа окислительно-восстановительных реакций:

межмолекулярные – реакции, в которых степень окисления изменяется у элементов, входящих в состав различных молекул

внутримолекулярные – реакции, в которых степень окисления изменяется у элементов, входящих в состав одной молекулы:

реакции самоокисления-самовосстановления – реакции, в которых степень окисления изменяется у одного и того же элемента, входящего в состав одного и того же вещества

Дата добавления: 2015-05-26 ; Просмотров: 2009 ; Нарушение авторских прав? ;

Нам важно ваше мнение! Был ли полезен опубликованный материал? Да | Нет

источник

Читайте также:  Как правильно заваривать китайский зеленый чай