Μοριακή πλήρης και συντομευμένη ιοντική μορφή. Διαλύματα ηλεκτρολυτών

Όταν διαλύονται στο νερό, δεν έχουν όλες οι ουσίες την ικανότητα να μεταφέρουν ηλεκτρισμό. Αυτές οι ενώσεις, νερό λύσειςπου είναι ικανά να μεταφέρουν ηλεκτρικό ρεύμα ονομάζονται ηλεκτρολύτες. Οι ηλεκτρολύτες μεταφέρουν ρεύμα λόγω της λεγόμενης ιοντικής αγωγιμότητας, την οποία έχουν πολλές ενώσεις με ιοντική δομή (άλατα, οξέα, βάσεις). Υπάρχουν ουσίες που έχουν ισχυρούς πολικούς δεσμούς, αλλά σε διάλυμα υφίστανται ατελή ιονισμό (για παράδειγμα, χλωριούχος υδράργυρος II) - αυτοί είναι ασθενείς ηλεκτρολύτες. Πολλές οργανικές ενώσεις (υδατάνθρακες, αλκοόλες) διαλυμένες στο νερό δεν αποσυντίθενται σε ιόντα, αλλά διατηρούν τη μοριακή τους δομή. Τέτοιες ουσίες δεν αγώγουν ηλεκτρισμό και ονομάζονται μη ηλεκτρολύτες.

Ακολουθούν ορισμένες κανονικότητες, καθοδηγούμενες από τις οποίες είναι δυνατό να προσδιοριστεί εάν η μία ή η άλλη ένωση ανήκει σε ισχυρούς ή ασθενείς ηλεκτρολύτες:

1. οξέα . Μεταξύ των πιο κοινών ισχυρών οξέων είναι τα HCl, HBr, HI, HNO 3 , H 2 SO 4 , HClO 4 . Σχεδόν όλα τα άλλα οξέα είναι ασθενείς ηλεκτρολύτες.
2. Θεμέλια. Οι πιο κοινές ισχυρές βάσεις είναι τα υδροξείδια αλκαλίων και μετάλλων αλκαλικών γαιών (εκτός του Be). Αδύναμος ηλεκτρολύτης - NH 3.
3. Αλας. Τα πιο κοινά άλατα - ιοντικές ενώσεις - είναι ισχυροί ηλεκτρολύτες. Εξαιρούνται κυρίως άλατα βαρέων μετάλλων.

Θεωρία ηλεκτρολυτικής διάστασης

Οι ηλεκτρολύτες, ισχυροί και αδύναμοι, ακόμη και πολύ αραιοί, δεν υπακούουν Ο νόμος του Ραούλκαι . Έχοντας την ικανότητα να μεταφέρει ηλεκτρισμό, η τάση ατμών του διαλύτη και το σημείο τήξης των διαλυμάτων ηλεκτρολυτών θα είναι χαμηλότερα και το σημείο βρασμού θα είναι υψηλότερο σε σύγκριση με τις ίδιες τιμές ενός καθαρού διαλύτη. Το 1887, ο S. Arrhenius, μελετώντας αυτές τις αποκλίσεις, κατέληξε στη δημιουργία μιας θεωρίας ηλεκτρολυτικής διάστασης.

Ηλεκτρολυτική διάστασηυποθέτει ότι τα μόρια του ηλεκτρολύτη στο διάλυμα αποσυντίθενται σε θετικά και αρνητικά φορτισμένα ιόντα, τα οποία ονομάζονται κατιόντα και ανιόντα, αντίστοιχα.

Η θεωρία προβάλλει τα ακόλουθα αξιώματα:

1. Στα διαλύματα, οι ηλεκτρολύτες αποσυντίθενται σε ιόντα, δηλ. διαχωρίζω. Όσο πιο αραιό είναι το διάλυμα του ηλεκτρολύτη, τόσο μεγαλύτερος είναι ο βαθμός διάστασής του.
2. Η διάσταση είναι ένα αναστρέψιμο και ισορροπημένο φαινόμενο.
3. Τα μόρια των διαλυτών αλληλεπιδρούν απείρως ασθενώς (δηλαδή, τα διαλύματα είναι κοντά στο ιδανικό).

Οι διαφορετικοί ηλεκτρολύτες έχουν διαφορετικούς βαθμούς διάστασης, ο οποίος εξαρτάται όχι μόνο από τη φύση του ίδιου του ηλεκτρολύτη, αλλά και από τη φύση του διαλύτη, καθώς και από τη συγκέντρωση και τη θερμοκρασία του ηλεκτρολύτη.

Βαθμός διάσπασης α , δείχνει πόσα μόρια nδιασπάται σε ιόντα, σε σύγκριση με τον συνολικό αριθμό των διαλυμένων μορίων Ν:

α = n/Ν

Σε περίπτωση απουσίας διάστασης, α = 0, με πλήρη διάσταση του ηλεκτρολύτη, α = 1.

Από την άποψη του βαθμού διάστασης, ανάλογα με την ισχύ, οι ηλεκτρολύτες χωρίζονται σε ισχυρούς (α> 0,7), μέτριας ισχύος (0,3> α> 0,7), ασθενείς (α< 0,3).

Πιο συγκεκριμένα, η διαδικασία της ηλεκτρολυτικής διάστασης χαρακτηρίζει σταθερά διάστασης, ανεξάρτητα από τη συγκέντρωση του διαλύματος. Αν παρουσιάζουμε τη διαδικασία της διάστασης ηλεκτρολυτών σε μια γενική μορφή:

A a B b ↔ aA — + bB +

K = a b /

Για ασθενείς ηλεκτρολύτεςη συγκέντρωση κάθε ιόντος είναι ίση με το γινόμενο του α από τη συνολική συγκέντρωση του ηλεκτρολύτη C, επομένως η έκφραση για τη σταθερά διάστασης μπορεί να μετατραπεί:

K = α 2 C/(1-α)

Για αραιά διαλύματα(1-α) =1, τότε

K = α 2 C

Από εδώ είναι εύκολο να το βρεις βαθμός διάστασης

Ιωνικές-μοριακές εξισώσεις

Εξετάστε ένα παράδειγμα εξουδετέρωσης ενός ισχυρού οξέος από μια ισχυρή βάση, για παράδειγμα:

HCl + NaOH = NaCl + HOH

Η διαδικασία παρουσιάζεται στη φόρμα μοριακή εξίσωση. Είναι γνωστό ότι τόσο τα αρχικά υλικά όσο και τα προϊόντα αντίδρασης ιονίζονται πλήρως σε διάλυμα. Επομένως, αντιπροσωπεύουμε τη διαδικασία στη φόρμα πλήρης ιοντική εξίσωση:

H + + Cl - + Na + + OH - = Na + + Cl - + HOH

Μετά την «αναγωγή» πανομοιότυπων ιόντων στο αριστερό και το δεξί μέρος της εξίσωσης, λαμβάνουμε ανηγμένη ιοντική εξίσωση:

H + + OH - = HOH

Βλέπουμε ότι η διαδικασία εξουδετέρωσης καταλήγει στο συνδυασμό Η + και ΟΗ - και στο σχηματισμό νερού.

Κατά τη σύνταξη ιοντικών εξισώσεων, θα πρέπει να θυμόμαστε ότι μόνο ισχυροί ηλεκτρολύτες γράφονται σε ιοντική μορφή. Οι αδύναμοι ηλεκτρολύτες, τα στερεά και τα αέρια γράφονται στη μοριακή τους μορφή.

Η διαδικασία καθίζησης μειώνεται στην αλληλεπίδραση μόνο των Ag + και I - και στο σχηματισμό αδιάλυτου στο νερό AgI.

Για να μάθουμε εάν η ουσία που μας ενδιαφέρει είναι ικανή για διαλυτότητα στο νερό, είναι απαραίτητο να χρησιμοποιήσουμε τον πίνακα αδιαλυτότητας.

Ας εξετάσουμε τον τρίτο τύπο αντιδράσεων, ως αποτέλεσμα των οποίων σχηματίζεται μια πτητική ένωση. Πρόκειται για αντιδράσεις αλληλεπίδρασης ανθρακικών, θειωδών ή σουλφιδίων με οξέα. Για παράδειγμα,

Κατά την ανάμειξη ορισμένων διαλυμάτων ιοντικών ενώσεων, η αλληλεπίδραση μεταξύ τους μπορεί να μην συμβεί, για παράδειγμα

Έτσι, για να συνοψίσουμε, σημειώνουμε ότι χημικούς μετασχηματισμούςσυμβαίνουν όταν πληρούται μία από τις ακόλουθες προϋποθέσεις:

• Σχηματισμός μη ηλεκτρολυτών. Το νερό μπορεί να λειτουργήσει ως μη ηλεκτρολύτης.
• Σχηματισμός ιζήματος.
• Απελευθέρωση αερίου.
• Ο σχηματισμός ενός αδύναμου ηλεκτρολύτη,όπως το οξικό οξύ.
• Μεταφορά ενός ή περισσότερων ηλεκτρονίων.Αυτό επιτυγχάνεται στις αντιδράσεις οξειδοαναγωγής.
• Ο σχηματισμός ή η ρήξη ενός ή περισσοτέρων

Κατηγορίες,

Ισορροπήστε την πλήρη μοριακή εξίσωση.Πριν γράψετε την ιοντική εξίσωση, η αρχική μοριακή εξίσωση πρέπει να είναι ισορροπημένη. Για να γίνει αυτό, είναι απαραίτητο να τοποθετηθούν οι κατάλληλοι συντελεστές μπροστά από τις ενώσεις, έτσι ώστε ο αριθμός των ατόμων κάθε στοιχείου στην αριστερή πλευρά να είναι ίσος με τον αριθμό τους στη δεξιά πλευρά της εξίσωσης.

• Γράψτε τον αριθμό των ατόμων κάθε στοιχείου και στις δύο πλευρές της εξίσωσης.
• Προσθέστε συντελεστές μπροστά από τα στοιχεία (εκτός από το οξυγόνο και το υδρογόνο) έτσι ώστε ο αριθμός των ατόμων κάθε στοιχείου στην αριστερή και τη δεξιά πλευρά της εξίσωσης να είναι ο ίδιος.
• Ισορροπήστε τα άτομα υδρογόνου.
• Ισορροπήστε τα άτομα οξυγόνου.
• Μετρήστε τον αριθμό των ατόμων κάθε στοιχείου και στις δύο πλευρές της εξίσωσης και βεβαιωθείτε ότι είναι το ίδιο.
• Για παράδειγμα, αφού εξισορροπήσουμε την εξίσωση Cr + NiCl 2 --> CrCl 3 + Ni, παίρνουμε 2Cr + 3NiCl 2 --> 2CrCl 3 + 3Ni.

Προσδιορίστε την κατάσταση κάθε ουσίας που συμμετέχει στην αντίδραση.Συχνά αυτό μπορεί να κριθεί από την κατάσταση του προβλήματος. Υπάρχουν ορισμένοι κανόνες που βοηθούν στον προσδιορισμό της κατάστασης στην οποία βρίσκεται ένα στοιχείο ή μια σύνδεση.

Προσδιορίστε ποιες ενώσεις διαχωρίζονται (διαχωρίζονται σε κατιόντα και ανιόντα) στο διάλυμα.Κατά τη διάσταση, η ένωση αποσυντίθεται σε θετικά (κατιόντα) και αρνητικά (ανιόντα) συστατικά. Αυτά τα συστατικά θα εισέλθουν στη συνέχεια στην ιοντική εξίσωση της χημικής αντίδρασης.

Να υπολογίσετε το φορτίο κάθε ιόντος που έχει διαχωριστεί.Όταν το κάνετε αυτό, να θυμάστε ότι τα μέταλλα σχηματίζουν θετικά φορτισμένα κατιόντα και τα άτομα μη μετάλλων μετατρέπονται σε αρνητικά ανιόντα. Προσδιορίστε τα φορτία των στοιχείων σύμφωνα με τον περιοδικό πίνακα. Είναι επίσης απαραίτητο να εξισορροπηθούν όλα τα φορτία σε ουδέτερες ενώσεις.

Ξαναγράψτε την εξίσωση έτσι ώστε όλες οι διαλυτές ενώσεις να χωριστούν σε μεμονωμένα ιόντα.Οτιδήποτε διασπάται ή ιονίζεται (όπως τα ισχυρά οξέα) θα χωριστεί σε δύο ξεχωριστά ιόντα. Σε αυτή την περίπτωση, η ουσία θα παραμείνει σε διαλυμένη κατάσταση ( rr). Ελέγξτε ότι η εξίσωση είναι ισορροπημένη.

• Στερεά, υγρά, αέρια, ασθενή οξέα και ιοντικές ενώσεις με χαμηλή διαλυτότητα δεν αλλάζουν την κατάστασή τους και δεν διαχωρίζονται σε ιόντα. Αφήστε τα όπως είναι.
• Οι μοριακές ενώσεις απλώς θα διαλυθούν στο διάλυμα και η κατάστασή τους θα αλλάξει σε διαλυμένη ( rr). Υπάρχουν τρεις μοριακές ενώσεις που δενπάει στην κατάσταση ( rr), αυτό είναι CH 4( σολ), C 3 H 8 ( σολ) και C 8 H 18( και) .
• Για την υπό εξέταση αντίδραση, η πλήρης ιοντική εξίσωση μπορεί να γραφεί με την ακόλουθη μορφή: 2Cr ( τηλεόραση) + 3Ni 2+ ( rr) + 6Cl - ( rr) --> 2Cr 3+ ( rr) + 6Cl - ( rr) + 3Ni ( τηλεόραση) . Εάν το χλώριο δεν είναι μέρος της ένωσης, διασπάται σε μεμονωμένα άτομα, οπότε πολλαπλασιάζουμε τον αριθμό των ιόντων Cl επί 6 και στις δύο πλευρές της εξίσωσης.

Ακυρώστε τα ίδια ιόντα στην αριστερή και δεξιά πλευρά της εξίσωσης.Μπορείτε να διαγράψετε μόνο εκείνα τα ιόντα που είναι εντελώς πανομοιότυπα και στις δύο πλευρές της εξίσωσης (έχουν τα ίδια φορτία, δείκτες και ούτω καθεξής). Ξαναγράψτε την εξίσωση χωρίς αυτά τα ιόντα.

• Στο παράδειγμά μας, και οι δύο πλευρές της εξίσωσης περιέχουν 6 ιόντα Cl-, τα οποία μπορούν να διαγραφούν. Έτσι, λαμβάνουμε μια σύντομη ιοντική εξίσωση: 2Cr ( τηλεόραση) + 3Ni 2+ ( rr) --> 2Cr 3+ ( rr) + 3Ni ( τηλεόραση) .
• Ελέγξτε το αποτέλεσμα. Τα συνολικά φορτία της αριστερής και της δεξιάς πλευράς της ιοντικής εξίσωσης πρέπει να είναι ίσα.

Όταν οποιοδήποτε ισχυρό οξύ εξουδετερώνεται με οποιαδήποτε ισχυρή βάση, περίπου θερμότητα απελευθερώνεται για κάθε mole νερού που σχηματίζεται:

Αυτό υποδηλώνει ότι τέτοιες αντιδράσεις περιορίζονται σε μία διαδικασία. Θα λάβουμε την εξίσωση αυτής της διαδικασίας εάν εξετάσουμε λεπτομερέστερα μία από τις παραπάνω αντιδράσεις, για παράδειγμα, την πρώτη. Ξαναγράφουμε την εξίσωσή του, γράφοντας ισχυρούς ηλεκτρολύτες σε ιοντική μορφή, αφού υπάρχουν σε διάλυμα με τη μορφή ιόντων και ασθενείς ηλεκτρολύτες σε μοριακή μορφή, αφού βρίσκονται σε διάλυμα κυρίως με τη μορφή μορίων (το νερό είναι πολύ αδύναμος ηλεκτρολύτης, βλ. § 90):

Λαμβάνοντας υπόψη την εξίσωση που προκύπτει, βλέπουμε ότι κατά την αντίδραση, τα ιόντα και δεν άλλαξαν. Επομένως, ξαναγράφουμε την εξίσωση, εξαιρουμένων αυτών των ιόντων και από τις δύο πλευρές της εξίσωσης. Παίρνουμε:

Έτσι, οι αντιδράσεις εξουδετέρωσης οποιουδήποτε ισχυρού οξέος με οποιαδήποτε ισχυρή βάση μειώνονται στην ίδια διαδικασία - στον σχηματισμό μορίων νερού από ιόντα υδρογόνου και ιόντα υδροξειδίου. Είναι σαφές ότι τα θερμικά αποτελέσματα αυτών των αντιδράσεων πρέπει επίσης να είναι τα ίδια.

Αυστηρά μιλώντας, η αντίδραση σχηματισμού νερού από ιόντα είναι αναστρέψιμη, η οποία μπορεί να εκφραστεί με την εξίσωση

Ωστόσο, όπως θα δούμε παρακάτω, το νερό είναι ένας πολύ αδύναμος ηλεκτρολύτης και διασπάται μόνο σε αμελητέο βαθμό. Με άλλα λόγια, η ισορροπία μεταξύ μορίων νερού και ιόντων μετατοπίζεται έντονα προς το σχηματισμό μορίων. Επομένως, στην πράξη, η αντίδραση εξουδετέρωσης ενός ισχυρού οξέος με μια ισχυρή βάση προχωρά μέχρι το τέλος.

Κατά την ανάμειξη ενός διαλύματος οποιουδήποτε άλατος αργύρου με υδροχλωρικό οξύ ή με ένα διάλυμα οποιουδήποτε από τα άλατά του, σχηματίζεται πάντα ένα χαρακτηριστικό λευκό τυρώδες ίζημα χλωριούχου αργύρου:

Παρόμοιες αντιδράσεις μειώνονται επίσης σε μία διαδικασία. Για να λάβουμε την ιοντική-μοριακή της εξίσωση, ξαναγράφουμε, για παράδειγμα, την εξίσωση της πρώτης αντίδρασης, γράφοντας ισχυρούς ηλεκτρολύτες, όπως στο προηγούμενο παράδειγμα, σε ιοντική μορφή και την ουσία στο ίζημα σε μοριακή μορφή:

Όπως φαίνεται, τα ιόντα και δεν υφίστανται αλλαγές κατά τη διάρκεια της αντίδρασης. Επομένως, τα εξαλείφουμε και ξαναγράφουμε την εξίσωση:

Αυτή είναι η ιόν-μοριακή εξίσωση της υπό εξέταση διαδικασίας.

Εδώ πρέπει επίσης να ληφθεί υπόψη ότι το ίζημα του χλωριούχου αργύρου βρίσκεται σε ισορροπία με ιόντα και σε διάλυμα, έτσι ώστε η διαδικασία που εκφράζεται από την τελευταία εξίσωση να είναι αναστρέψιμη:

Ωστόσο, λόγω της χαμηλής διαλυτότητας του χλωριούχου αργύρου, αυτή η ισορροπία μετατοπίζεται πολύ έντονα προς τα δεξιά. Επομένως, μπορούμε να υποθέσουμε ότι η αντίδραση σχηματισμού από ιόντα πρακτικά τελειώνει.

Ο σχηματισμός ενός ιζήματος θα παρατηρείται πάντα όταν ιόντα και βρίσκονται σε σημαντική συγκέντρωση σε ένα διάλυμα. Επομένως, με τη βοήθεια ιόντων αργύρου, είναι δυνατό να ανιχνευθεί η παρουσία ιόντων σε ένα διάλυμα και, αντίθετα, με τη βοήθεια ιόντων χλωρίου, η παρουσία ιόντων αργύρου. ένα ιόν μπορεί να χρησιμεύσει ως αντιδρών για ένα ιόν και ένα ιόν ως αντιδραστήριο για ένα ιόν.

Στο μέλλον, θα χρησιμοποιήσουμε ευρέως την ιονομοριακή μορφή για τη σύνταξη των εξισώσεων των αντιδράσεων που περιλαμβάνουν ηλεκτρολύτες.

Για να συντάξετε μοριακές εξισώσεις ιόντων, πρέπει να γνωρίζετε ποια άλατα είναι διαλυτά στο νερό και ποια είναι πρακτικά αδιάλυτα. Τα γενικά χαρακτηριστικά της διαλυτότητας στο νερό των πιο σημαντικών αλάτων δίνονται στον Πίνακα. δεκαπέντε.

Πίνακας 15. Διαλυτότητα των σημαντικότερων αλάτων στο νερό

Οι ιοντικές-μοριακές εξισώσεις βοηθούν στην κατανόηση των χαρακτηριστικών των αντιδράσεων μεταξύ των ηλεκτρολυτών. Εξετάστε, για παράδειγμα, αρκετές αντιδράσεις που περιλαμβάνουν ασθενή οξέα και βάσεις.

Όπως αναφέρθηκε ήδη, η εξουδετέρωση οποιουδήποτε ισχυρού οξέος από οποιαδήποτε ισχυρή βάση συνοδεύεται από το ίδιο θερμικό αποτέλεσμα, καθώς καταλήγει στην ίδια διαδικασία - τον σχηματισμό μορίων νερού από ιόντα υδρογόνου και ιόντα υδροξειδίου.

Ωστόσο, όταν ένα ισχυρό οξύ εξουδετερώνεται με μια ασθενή βάση, ένα ασθενές οξύ με μια ισχυρή ή αδύναμη βάση, τα θερμικά αποτελέσματα είναι διαφορετικά. Ας γράψουμε τις ιοντικές-μοριακές εξισώσεις για τέτοιες αντιδράσεις.

Εξουδετέρωση ασθενούς οξέος (οξικό οξύ) με ισχυρή βάση (υδροξείδιο του νατρίου):

Εδώ, οι ισχυροί ηλεκτρολύτες είναι το υδροξείδιο του νατρίου και το άλας που προκύπτει, και οι αδύναμοι είναι το οξύ και το νερό:

Όπως φαίνεται, μόνο τα ιόντα νατρίου δεν υφίστανται αλλαγές κατά τη διάρκεια της αντίδρασης. Επομένως, η εξίσωση ιόντων-μορίου έχει τη μορφή:

Εξουδετέρωση ενός ισχυρού οξέος (νιτρικό οξύ) με μια ασθενή βάση (υδροξείδιο του αμμωνίου):

Εδώ, με τη μορφή ιόντων, πρέπει να γράψουμε το οξύ και το άλας που προκύπτει, και με τη μορφή μορίων, υδροξειδίου του αμμωνίου και νερού:

Τα ιόντα δεν υφίστανται αλλαγές. Παραλείποντάς τα, λαμβάνουμε την εξίσωση ιόντων-μοριακής εξίσωσης:

Εξουδετέρωση ενός ασθενούς οξέος (οξικό οξύ) με μια ασθενή βάση (υδροξείδιο του αμμωνίου):

Σε αυτή την αντίδραση, όλες οι ουσίες, εκτός από τους προκύπτοντες ασθενείς ηλεκτρολύτες. Επομένως, η ιονομοριακή μορφή της εξίσωσης έχει τη μορφή:

Συγκρίνοντας τις ληφθείσες ιοντικές-μοριακές εξισώσεις, βλέπουμε ότι όλες είναι διαφορετικές. Επομένως, είναι σαφές ότι οι θερμότητες των εξεταζόμενων αντιδράσεων δεν είναι οι ίδιες.

Όπως ήδη αναφέρθηκε, οι αντιδράσεις εξουδετέρωσης ισχυρών οξέων με ισχυρές βάσεις, κατά τις οποίες ιόντα υδρογόνου και ιόντα υδροξειδίου ενώνονται σε ένα μόριο νερού, προχωρούν σχεδόν μέχρι το τέλος. Οι αντιδράσεις εξουδετέρωσης, στις οποίες τουλάχιστον μία από τις αρχικές ουσίες είναι ένας ασθενής ηλεκτρολύτης και στις οποίες μόρια ασθενώς συσχετιζόμενων ουσιών υπάρχουν όχι μόνο στη δεξιά, αλλά και στην αριστερή πλευρά της ιοντικής μοριακής εξίσωσης, δεν προχωρούν στην τέλος.

Φτάνουν σε μια κατάσταση ισορροπίας στην οποία το άλας συνυπάρχει με το οξύ και τη βάση από τα οποία προέρχεται. Επομένως, είναι πιο σωστό να γράψουμε τις εξισώσεις τέτοιων αντιδράσεων ως αναστρέψιμες αντιδράσεις.

1. Γράψτε τους τύπους των ουσιών που αντέδρασαν, βάλτε πρόσημο «ίσον» και σημειώστε τους τύπους των ουσιών που σχηματίστηκαν. Ρύθμιση συντελεστών.

2. Χρησιμοποιώντας τον πίνακα διαλυτότητας, γράψτε σε ιοντική μορφή τους τύπους των ουσιών (άλατα, οξέα, βάσεις) που υποδεικνύονται στον πίνακα διαλυτότητας με το γράμμα «P» (πολύ διαλυτό στο νερό), η εξαίρεση είναι το υδροξείδιο του ασβεστίου, το οποίο, αν και υποδεικνύεται με το γράμμα "M", ωστόσο, σε ένα υδατικό διάλυμα, διασπάται καλά σε ιόντα.

3. Πρέπει να θυμόμαστε ότι τα μέταλλα, τα οξείδια μετάλλων και τα αμέταλλα, το νερό, οι αέριες ουσίες, οι αδιάλυτες στο νερό ενώσεις, που αναφέρονται στον πίνακα διαλυτότητας με το γράμμα «H», δεν αποσυντίθενται σε ιόντα. Οι τύποι αυτών των ουσιών είναι γραμμένοι σε μοριακή μορφή. Λάβετε την πλήρη ιοντική εξίσωση.

4. Μειώστε τα ίδια ιόντα πριν και μετά το πρόσημο ίσου στην εξίσωση. Λάβετε την ανηγμένη ιοντική εξίσωση.

5. Θυμηθείτε!

P - διαλυτή ουσία.

M - ελάχιστα διαλυτή ουσία.

TP - πίνακας διαλυτότητας.

Αλγόριθμος για τη σύνθεση αντιδράσεων ανταλλαγής ιόντων (RIO)

σε μοριακή, πλήρη και βραχεία ιοντική μορφή

Παραδείγματα σύνθεσης αντιδράσεων ανταλλαγής ιόντων

1. Εάν ως αποτέλεσμα της αντίδρασης απελευθερωθεί μια ουσία χαμηλής διάστασης (md) - νερό.

Στην περίπτωση αυτή, η πλήρης ιοντική εξίσωση είναι ίδια με την ανηγμένη ιοντική εξίσωση.

2. Εάν ως αποτέλεσμα της αντίδρασης απελευθερωθεί μια αδιάλυτη στο νερό ουσία.

Στην περίπτωση αυτή, η πλήρης εξίσωση ιοντικής αντίδρασης συμπίπτει με την ανηγμένη. Αυτή η αντίδραση προχωρά μέχρι το τέλος, όπως αποδεικνύεται από δύο γεγονότα ταυτόχρονα: τον σχηματισμό μιας ουσίας αδιάλυτης στο νερό και την απελευθέρωση νερού.

3. Εάν ως αποτέλεσμα της αντίδρασης απελευθερωθεί αέρια ουσία.

ΟΛΟΚΛΗΡΩΣΤΕ ΤΙΣ ΕΡΓΑΣΙΕΣ ΣΤΟ ΘΕΜΑ "ΑΝΤΙΔΡΑΣΕΙΣ ΑΝΤΑΛΛΑΓΗΣ ΙΟΝΤΩΝ"

Εργασία αριθμός 1.
Προσδιορίστε εάν η αλληλεπίδραση μεταξύ των διαλυμάτων των ακόλουθων ουσιών μπορεί να πραγματοποιηθεί, σημειώστε τις αντιδράσεις σε μοριακή, πλήρη, βραχεία ιοντική μορφή:
υδροξείδιο του καλίου και χλωριούχο αμμώνιο.

Λύση

Συνθέτουμε χημικούς τύπους ουσιών με τα ονόματά τους, χρησιμοποιώντας σθένη και γράφουμε RIO σε μοριακή μορφή (ελέγχουμε τη διαλυτότητα των ουσιών σύμφωνα με το TR):

KOH + NH4Cl = KCl + NH4 OH

δεδομένου ότι το NH4 OH είναι μια ασταθής ουσία και διασπάται σε νερό και αέριο NH3, η εξίσωση RIO θα πάρει την τελική μορφή

KOH (p) + NH4 Cl (p) = KCl (p) + NH3 + H2 O

Συνθέτουμε την πλήρη ιοντική εξίσωση RIO χρησιμοποιώντας TR (μην ξεχάσετε να σημειώσετε το φορτίο του ιόντος στην επάνω δεξιά γωνία):

K+ + OH- + NH4 + + Cl- = K+ + Cl- + NH3 + H2 O

Συνθέτουμε μια σύντομη ιοντική εξίσωση RIO, διαγράφοντας τα ίδια ιόντα πριν και μετά την αντίδραση:

Ω - +NH 4 + =ΝΗ 3 + Η2Ο

Συμπεραίνουμε:
Η αλληλεπίδραση μεταξύ των διαλυμάτων των ακόλουθων ουσιών μπορεί να πραγματοποιηθεί, καθώς τα προϊόντα αυτού του RIO είναι το αέριο (NH3) και μια ουσία χαμηλής διάστασης νερό (H2O).

Εργασία αριθμός 2

Δεδομένο σχήμα:

2Η + + CO 3 2- = Η2 O+CO2

Επιλέξτε ουσίες, η αλληλεπίδραση μεταξύ των οποίων σε υδατικά διαλύματα εκφράζεται με τις ακόλουθες συντομευμένες εξισώσεις. Να γράψετε τις αντίστοιχες μοριακές και πλήρεις ιοντικές εξισώσεις.

Χρησιμοποιώντας TR, επιλέγουμε αντιδραστήρια - υδατοδιαλυτές ουσίες που περιέχουν ιόντα 2Η + και CO3 2- .

Για παράδειγμα, οξύ - Η 3 ΤΑΧΥΔΡΟΜΕΙΟ4 (ρ) και αλάτι -Κ2 CO3 (Π).

Συνθέτουμε τη μοριακή εξίσωση RIO:

2Η 3 ΤΑΧΥΔΡΟΜΕΙΟ4 (p) +3 K2 CO3 (p) -> 2K3 ΤΑΧΥΔΡΟΜΕΙΟ4 (ρ) + 3Η2 CO3 (Π)

Δεδομένου ότι το ανθρακικό οξύ είναι μια ασταθής ουσία, αποσυντίθεται σε διοξείδιο του άνθρακα CO 2 και νερό H2 O, η εξίσωση θα πάρει την τελική μορφή:

2Η 3 ΤΑΧΥΔΡΟΜΕΙΟ4 (p) +3 K2 CO3 (p) -> 2K3 ΤΑΧΥΔΡΟΜΕΙΟ4 (p) + 3CO2 + 3Η2 Ο

Συνθέτουμε την πλήρη ιοντική εξίσωση RIO:

6Η + +2PO4 3- + 6 Χιλ+ + 3 CO3 2- -> 6K+ + 2PO4 3- + 3 CO2 + 3Η2 Ο

Συνθέτουμε μια σύντομη ιοντική εξίσωση RIO:

6Η + +3CO3 2- = 3 CO2 + 3Η2 Ο

2Η + +CO3 2- = CO2 + Η2 Ο

Συμπεραίνουμε:

Στο τέλος, πήραμε την επιθυμητή ανηγμένη ιοντική εξίσωση, επομένως, η εργασία ολοκληρώθηκε σωστά.

Εργασία αριθμός 3

Καταγράψτε την αντίδραση ανταλλαγής μεταξύ οξειδίου του νατρίου και φωσφορικού οξέος σε μοριακή, πλήρη και βραχεία ιοντική μορφή.

1. Συνθέτουμε μια μοριακή εξίσωση, όταν συντάσσουμε τύπους, λαμβάνουμε υπόψη τα σθένη (βλ. TR)

3Να 2 O (ne) + 2H3 ΤΑΧΥΔΡΟΜΕΙΟ4 (p) -> 2Na3 ΤΑΧΥΔΡΟΜΕΙΟ4 (ρ) + 3Η2 O (md)

όπου το ne είναι ένας μη ηλεκτρολύτης, δεν διασπάται σε ιόντα,
md - μια ουσία χαμηλής διάστασης, δεν αποσυντίθεται σε ιόντα, το νερό είναι σημάδι της μη αναστρεψιμότητας της αντίδρασης

2. Συνθέτουμε μια πλήρη ιοντική εξίσωση:

3Να 2 Ο+6Η+ + 2PO4 3- -> 6Na+ + 2PO 4 3- + 3Η2 Ο

3. Ακυρώνουμε τα ίδια ιόντα και παίρνουμε μια σύντομη ιοντική εξίσωση:

3Να 2 Ο+6Η+ -> 6Na+ + 3Η2 Ο
Μειώνουμε τους συντελεστές κατά τρεις και παίρνουμε:
Να2 Ο+2Η+ -> 2Να+ + Η2 Ο

Αυτή η αντίδραση είναι μη αναστρέψιμη, δηλ. πηγαίνει μέχρι το τέλος, αφού στα προϊόντα σχηματίζεται μια ουσία χαμηλής διάστασης νερό.

ΚΑΘΗΚΟΝΤΑ ΓΙΑ ΑΝΕΞΑΡΤΗΤΗ ΕΡΓΑΣΙΑ

Εργασία αριθμός 1

Αντίδραση μεταξύ ανθρακικού νατρίου και θειικού οξέος

Να γράψετε μια εξίσωση για την αντίδραση ιοντοανταλλαγής ανθρακικού νατρίου με θειικό οξύ σε μοριακή, πλήρη και βραχεία ιοντική μορφή.

Εργασία αριθμός 2

ZnF 2 + Ca(OH)2 ->
κ2 S+H3 ΤΑΧΥΔΡΟΜΕΙΟ4 ->

Εργασία αριθμός 3

Δείτε το παρακάτω πείραμα

Καθίζηση θειικού βαρίου

Να γράψετε μια εξίσωση για την αντίδραση ιοντοανταλλαγής χλωριούχου βαρίου με θειικό μαγνήσιο σε μοριακή, πλήρη και βραχεία ιοντική μορφή.

Εργασία αριθμός 4

Συμπληρώστε τις εξισώσεις αντίδρασης σε μοριακή, πλήρη και βραχεία ιοντική μορφή:

Hg(NO 3 ) 2 + Να2 S ->
κ2 ΕΤΣΙ3 + HCl ->

Κατά την ολοκλήρωση της εργασίας, χρησιμοποιήστε τον πίνακα της διαλυτότητας των ουσιών στο νερό. Θυμηθείτε τις εξαιρέσεις!

Αρκετά συχνά, μαθητές και φοιτητές πρέπει να συνθέσουν τα λεγόμενα. εξισώσεις ιοντικής αντίδρασης. Ειδικότερα, το πρόβλημα 31, που προτάθηκε στην Ενιαία Κρατική Εξέταση στη Χημεία, είναι αφιερωμένο σε αυτό το θέμα. Σε αυτό το άρθρο, θα συζητήσουμε λεπτομερώς τον αλγόριθμο για τη σύνταξη σύντομων και πλήρων ιονικών εξισώσεων, θα αναλύσουμε πολλά παραδείγματα διαφορετικών επιπέδων πολυπλοκότητας.

Γιατί χρειάζονται ιοντικές εξισώσεις

Να σας υπενθυμίσω ότι όταν πολλές ουσίες διαλύονται στο νερό (και όχι μόνο στο νερό!) εμφανίζεται μια διαδικασία διάσπασης - οι ουσίες διασπώνται σε ιόντα. Για παράδειγμα, μόρια HCl σε ένα υδατικό μέσο διασπώνται σε κατιόντα υδρογόνου (H +, πιο συγκεκριμένα, H 3 O +) και ανιόντα χλωρίου (Cl-). Το βρωμιούχο νάτριο (NaBr) βρίσκεται σε υδατικό διάλυμα όχι με τη μορφή μορίων, αλλά με τη μορφή ένυδρων ιόντων Na + και Br - (παρεμπιπτόντως, ιόντα υπάρχουν επίσης στο στερεό βρωμιούχο νάτριο).

Όταν γράφουμε τις «συνήθεις» (μοριακές) εξισώσεις, δεν λαμβάνουμε υπόψη ότι στην αντίδραση δεν εισέρχονται μόρια, αλλά ιόντα. Εδώ, για παράδειγμα, είναι η εξίσωση για την αντίδραση μεταξύ υδροχλωρικού οξέος και υδροξειδίου του νατρίου:

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

Φυσικά, αυτό το διάγραμμα δεν περιγράφει σωστά τη διαδικασία. Όπως έχουμε ήδη πει, πρακτικά δεν υπάρχουν μόρια HCl σε ένα υδατικό διάλυμα, αλλά υπάρχουν ιόντα H + και Cl -. Το ίδιο ισχύει και για το NaOH. Καλό θα ήταν να γράψεις το εξής:

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

Αυτό είναι πλήρης ιοντική εξίσωση. Αντί για «εικονικά» μόρια, βλέπουμε σωματίδια που υπάρχουν στην πραγματικότητα στο διάλυμα (κατιόντα και ανιόντα). Δεν θα σταθούμε στο ερώτημα γιατί έχουμε γράψει H 2 O σε μοριακή μορφή. Αυτό θα εξηγηθεί λίγο αργότερα. Όπως μπορείτε να δείτε, δεν υπάρχει τίποτα περίπλοκο: έχουμε αντικαταστήσει τα μόρια με ιόντα, τα οποία σχηματίζονται κατά τη διάστασή τους.

Ωστόσο, ακόμη και η πλήρης ιοντική εξίσωση δεν είναι τέλεια. Πράγματι, ρίξτε μια πιο προσεκτική ματιά: τόσο στα αριστερά όσο και στα δεξιά μέρη της εξίσωσης (2) υπάρχουν πανομοιότυπα σωματίδια - κατιόντα Na + και ανιόντα Cl -. Αυτά τα ιόντα δεν αλλάζουν κατά τη διάρκεια της αντίδρασης. Γιατί τότε χρειάζονται καθόλου; Ας τα αφαιρέσουμε και ας πάρουμε σύντομη ιοντική εξίσωση:

H + + OH - = H 2 O. (3)

Όπως μπορείτε να δείτε, όλα καταλήγουν στην αλληλεπίδραση των ιόντων H + και OH - με το σχηματισμό νερού (αντίδραση εξουδετέρωσης).

Όλες οι πλήρεις και σύντομες ιοντικές εξισώσεις καταγράφονται. Εάν λύναμε το πρόβλημα 31 στις εξετάσεις στη χημεία, θα παίρναμε τη μέγιστη βαθμολογία για αυτό - 2 βαθμούς.

Για άλλη μια φορά λοιπόν για την ορολογία:

• HCl + NaOH = NaCl + H 2 O - μοριακή εξίσωση ("συνήθης" εξίσωση, που αντικατοπτρίζει σχηματικά την ουσία της αντίδρασης).
• H + + Cl - + Na + + OH - = Na + + Cl - + H 2 O - πλήρης ιοντική εξίσωση (τα πραγματικά σωματίδια στο διάλυμα είναι ορατά).
• H + + OH - = H 2 O - μια σύντομη ιοντική εξίσωση (αφαιρέσαμε όλα τα "σκουπίδια" - σωματίδια που δεν συμμετέχουν στη διαδικασία).

Αλγόριθμος γραφής ιοντικών εξισώσεων

1. Συνθέτουμε τη μοριακή εξίσωση της αντίδρασης.
2. Όλα τα σωματίδια που διασπώνται στο διάλυμα σε αξιοσημείωτο βαθμό γράφονται ως ιόντα. ουσίες που δεν είναι επιρρεπείς σε διάσπαση, αφήνουμε «με τη μορφή μορίων».
3. Αφαιρούμε από τα δύο μέρη της εξίσωσης το λεγόμενο. ιόντα παρατηρητή, δηλαδή σωματίδια που δεν συμμετέχουν στη διαδικασία.
4. Ελέγχουμε τους συντελεστές και παίρνουμε την τελική απάντηση - μια σύντομη ιοντική εξίσωση.

Παράδειγμα 1. Να γράψετε μια πλήρη και σύντομη ιοντική εξίσωση που να περιγράφει την αλληλεπίδραση υδατικών διαλυμάτων χλωριούχου βαρίου και θειικού νατρίου.

Λύση. Θα ενεργήσουμε σύμφωνα με τον προτεινόμενο αλγόριθμο. Ας δημιουργήσουμε πρώτα τη μοριακή εξίσωση. Το χλωριούχο βάριο και το θειικό νάτριο είναι δύο άλατα. Ας δούμε την ενότητα του βιβλίου αναφοράς «Ιδιότητες ανόργανων ενώσεων». Βλέπουμε ότι τα άλατα μπορούν να αλληλεπιδράσουν μεταξύ τους εάν σχηματιστεί ίζημα κατά τη διάρκεια της αντίδρασης. Ας ελέγξουμε:

Άσκηση 2. Συμπληρώστε τις εξισώσεις για τις παρακάτω αντιδράσεις:

1. KOH + H 2 SO 4 \u003d
2. H 3 PO 4 + Na 2 O \u003d
3. Ba(OH) 2 + CO 2 =
4. NaOH + CuBr 2 =
5. K 2 S + Hg (NO 3) 2 \u003d
6. Zn + FeCl2 =

Άσκηση 3. Να γράψετε τις μοριακές εξισώσεις για τις αντιδράσεις (σε υδατικό διάλυμα) μεταξύ: α) ανθρακικού νατρίου και νιτρικού οξέος, β) χλωριούχου νικελίου (II) και υδροξειδίου του νατρίου, γ) ορθοφωσφορικού οξέος και υδροξειδίου του ασβεστίου, δ) νιτρικού αργύρου και χλωριούχου καλίου, π. ) οξείδιο του φωσφόρου (V) και υδροξείδιο του καλίου.

Ελπίζω ειλικρινά ότι δεν είχατε κανένα πρόβλημα να ολοκληρώσετε αυτές τις τρεις εργασίες. Εάν δεν είναι έτσι, είναι απαραίτητο να επιστρέψουμε στο θέμα "Χημικές ιδιότητες των κύριων κατηγοριών ανόργανων ενώσεων".

Πώς να μετατρέψετε μια μοριακή εξίσωση σε πλήρη ιοντική εξίσωση

Το πιο ενδιαφέρον ξεκινά. Πρέπει να καταλάβουμε ποιες ουσίες πρέπει να γράφονται ως ιόντα και ποιες πρέπει να μείνουν σε «μοριακή μορφή». Πρέπει να θυμάστε το εξής.

Με τη μορφή ιόντων γράψτε:

• διαλυτά άλατα (τονίζω ότι μόνο τα άλατα είναι πολύ διαλυτά στο νερό).
• αλκάλια (να σας θυμίσω ότι οι υδατοδιαλυτές βάσεις ονομάζονται αλκάλια, αλλά όχι NH 4 OH).
• ισχυρά οξέα (H2SO4, HNO3, HCl, HBr, HI, HClO4, HClO3, H2SeO4, ...).

Όπως μπορείτε να δείτε, αυτή η λίστα είναι εύκολο να θυμάστε: περιλαμβάνει ισχυρά οξέα και βάσεις και όλα τα διαλυτά άλατα. Παρεμπιπτόντως, σε ιδιαίτερα προσεκτικούς νέους χημικούς που μπορεί να είναι εξοργισμένοι από το γεγονός ότι οι ισχυροί ηλεκτρολύτες (αδιάλυτα άλατα) δεν περιλαμβάνονται σε αυτόν τον κατάλογο, μπορώ να σας πω τα εξής: Η ΜΗ συμπερίληψη αδιάλυτων αλάτων σε αυτόν τον κατάλογο δεν απορρίπτει καθόλου την γεγονός ότι είναι ισχυροί ηλεκτρολύτες.

Όλες οι άλλες ουσίες πρέπει να υπάρχουν στις ιοντικές εξισώσεις με τη μορφή μορίων. Σε όσους απαιτητικούς αναγνώστες δεν ικανοποιούνται με τον αόριστο όρο «όλες οι άλλες ουσίες» και που, ακολουθώντας το παράδειγμα του ήρωα μιας διάσημης ταινίας, απαιτούν «να ανακοινωθεί η πλήρης λίστα», δίνω τις ακόλουθες πληροφορίες.

Με τη μορφή μορίων, γράψτε:

• όλα τα αδιάλυτα άλατα.
• όλες οι ασθενείς βάσεις (συμπεριλαμβανομένων των αδιάλυτων υδροξειδίων, NH 4 OH και παρόμοιων ουσιών).
• όλα τα αδύναμα οξέα (H 2 CO 3 , HNO 2 , H 2 S, H 2 SiO 3 , HCN, HClO, σχεδόν όλα τα οργανικά οξέα ...);
• γενικά όλοι οι ασθενείς ηλεκτρολύτες (συμπεριλαμβανομένου του νερού!!!)
• οξείδια (όλων των τύπων).
• όλες οι αέριες ενώσεις (ιδιαίτερα H2, CO2, SO2, H2S, CO).
• απλές ουσίες (μέταλλα και μη μέταλλα).
• σχεδόν όλες οι οργανικές ενώσεις (με εξαίρεση τα υδατοδιαλυτά άλατα οργανικών οξέων).

Φφ, δεν νομίζω ότι ξέχασα τίποτα! Αν και είναι ευκολότερο, κατά τη γνώμη μου, να θυμηθώ τη λίστα Νο. 1. Από τα θεμελιωδώς σημαντικά στη λίστα Νο. 2, θα σημειώσω για άλλη μια φορά το νερό.

Ας προπονηθούμε!

Παράδειγμα 2. Να γίνει μια πλήρης ιοντική εξίσωση που να περιγράφει την αλληλεπίδραση υδροξειδίου του χαλκού (II) και υδροχλωρικού οξέος.

Λύση. Ας ξεκινήσουμε, φυσικά, με τη μοριακή εξίσωση. Το υδροξείδιο του χαλκού (II) είναι αδιάλυτη βάση. Όλες οι αδιάλυτες βάσεις αντιδρούν με ισχυρά οξέα για να σχηματίσουν άλας και νερό:

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

Και τώρα ανακαλύπτουμε ποιες ουσίες να γράψουμε με τη μορφή ιόντων και ποιες - με τη μορφή μορίων. Οι παραπάνω λίστες θα μας βοηθήσουν. Το υδροξείδιο του χαλκού (II) είναι μια αδιάλυτη βάση (βλέπε πίνακα διαλυτότητας), ένας ασθενής ηλεκτρολύτης. Οι αδιάλυτες βάσεις γράφονται σε μοριακή μορφή. Το HCl είναι ένα ισχυρό οξύ, σε διάλυμα διασπάται σχεδόν πλήρως σε ιόντα. Το CuCl 2 είναι ένα διαλυτό άλας. Γράφουμε σε ιοντική μορφή. Νερό - μόνο με τη μορφή μορίων! Παίρνουμε την πλήρη ιοντική εξίσωση:

Cu (OH) 2 + 2H + + 2Cl - \u003d Cu 2+ + 2Cl - + 2H 2 O.

Παράδειγμα 3. Να γράψετε πλήρη ιοντική εξίσωση για την αντίδραση διοξειδίου του άνθρακα με υδατικό διάλυμα NaOH.

Λύση. Το διοξείδιο του άνθρακα είναι ένα τυπικό όξινο οξείδιο, το NaOH είναι ένα αλκάλιο. Όταν τα όξινα οξείδια αλληλεπιδρούν με υδατικά διαλύματα αλκαλίων, σχηματίζονται αλάτι και νερό. Συνθέτουμε την εξίσωση μοριακής αντίδρασης (μην ξεχνάτε, παρεμπιπτόντως, για τους συντελεστές):

CO 2 + 2NaOH \u003d Na 2 CO 3 + H 2 O.

CO 2 - οξείδιο, αέρια ένωση. διατηρήστε το μοριακό σχήμα. NaOH - ισχυρή βάση (αλκάλι). γραμμένο με τη μορφή ιόντων. Na 2 CO 3 - διαλυτό άλας. γράψτε με τη μορφή ιόντων. Το νερό είναι ένας αδύναμος ηλεκτρολύτης, πρακτικά δεν διασπάται. αφήστε το σε μοριακή μορφή. Παίρνουμε τα εξής:

CO 2 + 2Na + + 2OH - \u003d Na 2+ + CO 3 2- + H 2 O.

Παράδειγμα 4. Το θειούχο νάτριο σε υδατικό διάλυμα αντιδρά με τον χλωριούχο ψευδάργυρο για να σχηματίσει ένα ίζημα. Γράψτε την πλήρη ιοντική εξίσωση αυτής της αντίδρασης.

Λύση. Το θειούχο νάτριο και ο χλωριούχος ψευδάργυρος είναι άλατα. Όταν αυτά τα άλατα αλληλεπιδρούν, ο θειούχος ψευδάργυρος καθιζάνει:

Na 2 S + ZnCl 2 \u003d ZnS ↓ + 2NaCl.

Θα γράψω αμέσως την πλήρη ιοντική εξίσωση και θα την αναλύσετε μόνοι σας:

2Na + + S 2- + Zn 2+ + 2Cl - = ZnS↓ + 2Na + + 2Cl - .

Σας προσφέρω αρκετές εργασίες για ανεξάρτητη εργασία και ένα μικρό τεστ.

Άσκηση 4. Να γράψετε τις μοριακές και τις πλήρεις ιοντικές εξισώσεις για τις παρακάτω αντιδράσεις:

1. NaOH + HNO3 =
2. H 2 SO 4 + MgO =
3. Ca(NO 3) 2 + Na 3 PO 4 =
4. CoBr 2 + Ca(OH) 2 =

Άσκηση 5. Να γράψετε πλήρεις ιοντικές εξισώσεις που να περιγράφουν την αλληλεπίδραση: α) οξειδίου του αζώτου (V) με υδατικό διάλυμα υδροξειδίου του βαρίου, β) διαλύματος υδροξειδίου του καισίου με υδροϊωδικό οξύ, γ) υδατικών διαλυμάτων θειικού χαλκού και θειούχου καλίου, δ) υδροξειδίου του ασβεστίου και ένα υδατικό διάλυμα νιτρικού σιδήρου (III).