Molekularni puni i skraćeni ionski oblik. Otopine elektrolita

Kada su otopljene u vodi, nemaju sve tvari sposobnost provođenja struje. Ti spojevi, voda rješenja koji su sposobni provoditi električnu struju nazivaju se elektroliti. Elektroliti provode struju zahvaljujući takozvanoj ionskoj vodljivosti koju imaju mnogi spojevi ionske strukture (soli, kiseline, baze). Postoje tvari koje imaju jake polarne veze, ali u otopini prolaze kroz nepotpunu ionizaciju (na primjer, živin klorid II) - to su slabi elektroliti. Mnogi organski spojevi (ugljikohidrati, alkoholi) otopljeni u vodi ne razlažu se na ione, već zadržavaju svoju molekularnu strukturu. Takve tvari ne provode struju i nazivaju se neelektroliti.

Evo nekoliko zakonitosti prema kojima je moguće odrediti pripada li jedan ili drugi spoj jakim ili slabim elektrolitima:

1. kiseline . Među najčešćim jakim kiselinama su HCl, HBr, HI, HNO 3 , H 2 SO 4 , HClO 4 . Gotovo sve druge kiseline su slabi elektroliti.
2. Temelji. Najčešće jake baze su hidroksidi alkalnih i zemnoalkalijskih metala (isključujući Be). Slab elektrolit - NH3.
3. Sol. Većina uobičajenih soli - ionskih spojeva - jaki su elektroliti. Izuzetak su uglavnom soli teških metala.

Teorija elektrolitičke disocijacije

Elektroliti, jaki i slabi, pa čak i vrlo razrijeđeni, ne slušaju Raoultov zakon i . Imajući sposobnost provođenja električne energije, tlak pare otapala i talište otopina elektrolita bit će niži, a vrelište više u usporedbi s istim vrijednostima čistog otapala. Godine 1887. S. Arrhenius, proučavajući ta odstupanja, došao je do stvaranja teorije elektrolitičke disocijacije.

Elektrolitička disocijacija pretpostavlja da se molekule elektrolita u otopini razlažu na pozitivno i negativno nabijene ione, koji se nazivaju kationi odnosno anioni.

Teorija postavlja sljedeće postulate:

1. U otopinama se elektroliti razlažu na ione, tj. razdvojiti se. Što je otopina elektrolita razrijeđenija, to je veći njezin stupanj disocijacije.
2. Disocijacija je reverzibilna i ravnotežna pojava.
3. Molekule otapala međudjeluju beskonačno slabo (tj. otopine su blizu idealnih).

Različiti elektroliti imaju različite stupnjeve disocijacije, što ne ovisi samo o prirodi samog elektrolita, već i o prirodi otapala, kao i koncentraciji i temperaturi elektrolita.

Stupanj disocijacije α , pokazuje koliko molekula n raspao u ione, u usporedbi s ukupnim brojem otopljenih molekula N:

α = n/N

U nedostatku disocijacije α = 0, uz potpunu disocijaciju elektrolita α = 1.

Sa stajališta stupnja disocijacije, prema jakosti elektroliti se dijele na jake (α>0,7), srednje jakosti (0,3>α>0,7), slabe (α< 0,3).

Točnije, karakterizira proces disocijacije elektrolita konstanta disocijacije, neovisno o koncentraciji otopine. Ako proces disocijacije elektrolita predstavimo u općenitom obliku:

A a B b ↔ aA — + bB +

K = a b /

Za slabi elektroliti koncentracija svakog iona jednaka je umnošku α i ukupne koncentracije elektrolita C, pa se izraz za konstantu disocijacije može pretvoriti:

K = α 2 C/(1-α)

Za razrijeđene otopine(1-α) =1, tada

K = α 2 C

Odavde je lako pronaći stupanj disocijacije

Ionsko-molekularne jednadžbe

Razmotrimo primjer neutralizacije jake kiseline jakom bazom, na primjer:

HCl + NaOH = NaCl + HOH

Proces je prikazan u obliku molekularna jednadžba. Poznato je da su i početni materijali i produkti reakcije potpuno ionizirani u otopini. Stoga predstavljamo proces u obliku potpuna ionska jednadžba:

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

Nakon "redukcije" identičnih iona u lijevom i desnom dijelu jednadžbe dobivamo reducirana ionska jednadžba:

H + + OH - = HOH

Vidimo da se proces neutralizacije svodi na spajanje H + i OH - i stvaranje vode.

Pri sastavljanju ionskih jednadžbi treba imati na umu da se samo jaki elektroliti pišu u ionskom obliku. Slabi elektroliti, krutine i plinovi zapisani su u svom molekulskom obliku.

Proces taloženja svodi se na međudjelovanje samo Ag + i I - i stvaranje u vodi netopljivog AgI.

Kako bismo saznali je li tvar koja nas zanima topljiva u vodi, potrebno je koristiti tablicu netopljivosti.

Razmotrimo treću vrstu reakcija, kao rezultat kojih nastaje hlapljivi spoj. To su reakcije interakcije karbonata, sulfita ili sulfida s kiselinama. Na primjer,

Kod miješanja nekih otopina ionskih spojeva, međudjelovanje između njih se ne mora dogoditi, na primjer

Dakle, da rezimiramo, bilježimo da kemijske transformacije dogoditi kada je ispunjen jedan od sljedećih uvjeta:

• Stvaranje neelektrolita. Voda može djelovati kao neelektrolit.
• Stvaranje sedimenta.
• Otpuštanje plina.
• Stvaranje slabog elektrolita, kao što je octena kiselina.
• Prijenos jednog ili više elektrona. To se ostvaruje u redoks reakcijama.
• Formiranje ili puknuće jednog ili više

Kategorije ,

Uravnotežite kompletnu molekularnu jednadžbu. Prije pisanja ionske jednadžbe, izvorna molekularna jednadžba mora biti uravnotežena. Za to je potrebno ispred spojeva postaviti odgovarajuće koeficijente, tako da broj atoma svakog elementa na lijevoj strani bude jednak njihovom broju na desnoj strani jednadžbe.

• Zapišite broj atoma svakog elementa na obje strane jednadžbe.
• Dodajte koeficijente ispred elemenata (osim kisika i vodika) tako da broj atoma svakog elementa na lijevoj i desnoj strani jednadžbe bude isti.
• Uravnotežite atome vodika.
• Uravnotežite atome kisika.
• Izbrojte broj atoma svakog elementa na obje strane jednadžbe i uvjerite se da je isti.
• Na primjer, nakon uravnoteženja jednadžbe Cr + NiCl 2 --> CrCl 3 + Ni, dobivamo 2Cr + 3NiCl 2 --> 2CrCl 3 + 3Ni.

Odredite stanje svake tvari koja sudjeluje u reakciji.Često se to može procijeniti prema stanju problema. Postoje određena pravila koja pomažu odrediti u kakvom je stanju element ili veza.

Odredite koji spojevi disociraju (odvajaju se na katione i anione) u otopini. Tijekom disocijacije spoj se raspada na pozitivnu (kation) i negativnu (anion) komponentu. Te će komponente zatim ući u ionsku jednadžbu kemijske reakcije.

Izračunajte naboj svakog disociranog iona. Kada to radite, zapamtite da metali stvaraju pozitivno nabijene katione, a atomi nemetala pretvaraju se u negativne anione. Odredite naboje elemenata prema periodnom sustavu. Također je potrebno uravnotežiti sve naboje u neutralnim spojevima.

Prepišite jednadžbu tako da se svi topljivi spojevi razdvoje u pojedinačne ione. Sve što disocira ili ionizira (kao što su jake kiseline) će se podijeliti u dva odvojena iona. U tom slučaju tvar će ostati u otopljenom stanju ( rr). Provjerite je li jednadžba uravnotežena.

• Krutine, tekućine, plinovi, slabe kiseline i ionski spojevi niske topljivosti neće promijeniti svoje stanje i neće se razdvojiti na ione. Ostavite ih onakve kakvi jesu.
• Molekularni spojevi jednostavno će se raspršiti u otopini, a njihovo stanje će se promijeniti u otopljeno ( rr). Postoje tri molekularna spoja koja Ne idi na stanje ( rr), ovo je CH 4( G), C3H8( G) i C8H18( i) .
• Za reakciju koja se razmatra, potpuna ionska jednadžba može se napisati u sljedećem obliku: 2Cr ( televizor) + 3Ni 2+ ( rr) + 6Cl - ( rr) --> 2Cr 3+ ( rr) + 6Cl - ( rr) + 3Ni ( televizor) . Ako klor nije u spoju, on se raspada na pojedinačne atome, pa broj iona Cl množimo sa 6 na obje strane jednadžbe.

Poništite iste ione na lijevoj i desnoj strani jednadžbe. Možete prekrižiti samo one ione koji su potpuno identični na obje strane jednadžbe (imaju iste naboje, indekse i tako dalje). Prepišite jednadžbu bez ovih iona.

• U našem primjeru, obje strane jednadžbe sadrže 6 Cl - iona, koji se mogu prekrižiti. Tako dobivamo kratku ionsku jednadžbu: 2Cr ( televizor) + 3Ni 2+ ( rr) --> 2Cr 3+ ( rr) + 3Ni ( televizor) .
• Provjerite rezultat. Ukupni naboji lijeve i desne strane ionske jednadžbe moraju biti jednaki.

Kada se bilo koja jaka kiselina neutralizira bilo kojom jakom bazom, oslobađa se otprilike toplina za svaki mol nastale vode:

To sugerira da su takve reakcije svedene na jedan proces. Dobit ćemo jednadžbu ovog procesa ako detaljnije razmotrimo jednu od gornjih reakcija, na primjer, prvu. Prepisujemo njegovu jednadžbu, pišući jake elektrolite u ionskom obliku, budući da postoje u otopini u obliku iona, a slabe elektrolite u molekularnom obliku, budući da su u otopini uglavnom u obliku molekula (voda je vrlo slab elektrolit, vidi § 90):

Uzimajući u obzir dobivenu jednadžbu, vidimo da se tijekom reakcije ioni i nisu promijenili. Stoga ćemo ponovno napisati jednadžbu, isključujući ove ione s obje strane jednadžbe. Dobivamo:

Dakle, reakcije neutralizacije bilo koje jake kiseline s bilo kojom jakom bazom svode se na isti proces - na stvaranje molekula vode iz vodikovih iona i hidroksidnih iona. Jasno je da toplinski učinci ovih reakcija također moraju biti isti.

Strogo govoreći, reakcija stvaranja vode iz iona je reverzibilna, što se može izraziti jednadžbom

Međutim, kao što ćemo vidjeti u nastavku, voda je vrlo slab elektrolit i disocira samo u zanemarivom stupnju. Drugim riječima, ravnoteža između molekula vode i iona snažno je pomaknuta prema stvaranju molekula. Stoga se u praksi reakcija neutralizacije jake kiseline s jakom bazom odvija do kraja.

Pri miješanju otopine bilo koje soli srebra s klorovodičnom kiselinom ili s otopinom bilo koje njezine soli uvijek se stvara karakterističan bijeli sirasti talog srebrnog klorida:

Slične reakcije se također svode na jedan proces. Da bismo dobili njegovu ionsko-molekularnu jednadžbu, prepisujemo, primjerice, jednadžbu prve reakcije, pišući jake elektrolite, kao u prethodnom primjeru, u ionskom obliku, a tvar u talogu u molekularnom obliku:

Kao što se može vidjeti, ioni i ne mijenjaju se tijekom reakcije. Stoga ih eliminiramo i ponovno napišemo jednadžbu:

Ovo je ionsko-molekularna jednadžba procesa koji se razmatra.

Ovdje također treba imati na umu da je talog srebrovog klorida u ravnoteži s ionima i u otopini, tako da je proces izražen posljednjom jednadžbom reverzibilan:

Međutim, zbog niske topivosti srebrnog klorida, ta je ravnoteža vrlo snažno pomaknuta udesno. Stoga možemo pretpostaviti da reakcija stvaranja iz iona praktički završava.

Stvaranje taloga će se uvijek uočiti kada su ioni i u značajnoj koncentraciji u jednoj otopini. Dakle, uz pomoć iona srebra moguće je otkriti prisutnost iona u otopini i, obrnuto, uz pomoć kloridnih iona prisutnost iona srebra; ion može poslužiti kao reaktant za ion, a ion kao reaktant za ion.

U budućnosti ćemo široko koristiti ionsko-molekularni oblik pisanja jednadžbi reakcija s elektrolitima.

Da biste nacrtali ionsko-molekularne jednadžbe, morate znati koje su soli topljive u vodi, a koje su praktički netopljive. Opće karakteristike topljivosti u vodi najvažnijih soli dane su u tablici. 15.

Tablica 15. Topljivost najvažnijih soli u vodi

Ionsko-molekularne jednadžbe pomažu u razumijevanju značajki reakcija između elektrolita. Razmotrimo, kao primjer, nekoliko reakcija koje uključuju slabe kiseline i baze.

Kao što je već spomenuto, neutralizacija bilo koje jake kiseline bilo kojom jakom bazom popraćena je istim toplinskim učinkom, budući da se svodi na isti proces - stvaranje molekula vode iz vodikovih iona i hidroksidnih iona.

Međutim, kada se jaka kiselina neutralizira slabom bazom, slaba kiselina jakom ili slabom bazom, toplinski učinci su različiti. Napišimo ionsko-molekularne jednadžbe za takve reakcije.

Neutralizacija slabe kiseline (octene kiseline) jakom bazom (natrijev hidroksid):

Ovdje su jaki elektroliti natrijev hidroksid i nastala sol, a slabi su kiselina i voda:

Kao što se može vidjeti, samo natrijevi ioni ne mijenjaju se tijekom reakcije. Stoga ionsko-molekularna jednadžba ima oblik:

Neutralizacija jake kiseline (dušične kiseline) slabom bazom (amonijev hidroksid):

Ovdje u obliku iona treba napisati kiselinu i nastalu sol, a u obliku molekula amonijev hidroksid i vodu:

Ioni se ne mijenjaju. Izostavljajući ih, dobivamo ionsko-molekulsku jednadžbu:

Neutralizacija slabe kiseline (octena kiselina) slabom bazom (amonijev hidroksid):

U ovoj reakciji sve tvari, osim nastalih slabih elektrolita. Stoga ionsko-molekularni oblik jednadžbe ima oblik:

Uspoređujući dobivene ionsko-molekularne jednadžbe, vidimo da su sve različite. Stoga je jasno da topline razmatranih reakcija nisu iste.

Kao što je već spomenuto, reakcije neutralizacije jakih kiselina s jakim bazama, tijekom kojih se vodikovi ioni i hidroksidni ioni spajaju u molekulu vode, odvijaju se gotovo do kraja. Reakcije neutralizacije, u kojima je barem jedna od početnih tvari slabi elektrolit i u kojima su molekule slabo povezanih tvari prisutne ne samo na desnoj, već i na lijevoj strani ionsko-molekularne jednadžbe, ne idu do kraj.

Dostižu stanje ravnoteže u kojem sol koegzistira s kiselinom i bazom iz kojih je izvedena. Stoga je ispravnije jednadžbe takvih reakcija pisati kao reverzibilne reakcije.

1. Zapišite formule tvari koje su reagirale, stavite znak jednakosti i zapišite formule nastalih tvari. Postavite koeficijente.

2. Pomoću tablice topivosti zapiši u ionskom obliku formule tvari (soli, kiseline, baze) označene u tablici topivosti slovom “P” (jako topljive u vodi), iznimka je kalcijev hidroksid koji, iako označen slovom "M", no u vodenoj otopini dobro disocira na ione.

3. Mora se zapamtiti da se metali, oksidi metala i nemetala, voda, plinovite tvari, spojevi netopivi u vodi, označeni u tablici topljivosti slovom "H", ne razgrađuju na ione. Formule ovih tvari napisane su u molekularnom obliku. Dobijte punu ionsku jednadžbu.

4. Reducirajte identične ione ispred i iza znaka jednakosti u jednadžbi. Dobijte reduciranu ionsku jednadžbu.

5. Zapamtite!

P - topljiva tvar;

M - slabo topljiva tvar;

TP - tablica topljivosti.

Algoritam za sastavljanje reakcija ionske izmjene (RIO)

u molekularnom, punom i kratkom ionskom obliku

Primjeri sastavljanja reakcija ionske izmjene

1. Ako se kao rezultat reakcije oslobađa slabo disocirajuća (md) tvar – voda.

U ovom slučaju, puna ionska jednadžba je ista kao smanjena ionska jednadžba.

2. Ako se kao rezultat reakcije oslobađa tvar netopljiva u vodi.

U ovom slučaju, jednadžba pune ionske reakcije podudara se s reduciranom. Ova reakcija se odvija do kraja, što dokazuju dvije činjenice odjednom: stvaranje tvari netopljive u vodi i oslobađanje vode.

3. Ako se kao rezultat reakcije oslobađa plinovita tvar.

IZVRŠITE ZADATKE NA TEMU "REAKCIJE IONSKE IZMJENE"

Zadatak broj 1.
Utvrdite može li se ostvariti međudjelovanje između otopina sljedećih tvari, zapišite reakcije u molekulskom, punom, kratkom ionskom obliku:
kalijev hidroksid i amonijev klorid.

Riješenje

Sastavljamo kemijske formule tvari prema njihovim nazivima, koristeći valencije i zapisujemo RIO u molekularnom obliku (provjeravamo topljivost tvari prema TR):

KOH + NH4 Cl = KCl + NH4 OH

budući da je NH4 OH nestabilna tvar i razlaže se na vodu i plin NH3, RIO jednadžba će dobiti konačni oblik

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

Sastavljamo punu RIO ionsku jednadžbu koristeći TR (ne zaboravite zapisati naboj iona u gornjem desnom kutu):

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

Sastavljamo kratku RIO ionsku jednadžbu, brišući iste ione prije i poslije reakcije:

Oh - +NH 4 + =NH 3 + H2O

Zaključujemo:
Interakcija između otopina sljedećih tvari može se provesti budući da su produkti ovog RIO plin (NH3) i voda (H2O) koja slabo disocira.

Zadatak broj 2

Dana shema:

2H + + CO 3 2- = H2 O+CO2

Odaberite tvari čija je interakcija u vodenim otopinama izražena sljedećim skraćenim jednadžbama. Napišite odgovarajuće molekularne i pune ionske jednadžbe.

Pomoću TR odabiremo reagense - tvari topljive u vodi koje sadrže 2H ione + i CO3 2- .

Na primjer, kiselina - H 3 PO4 (p) i sol -K2 CO3 (p).

Sastavljamo RIO molekularnu jednadžbu:

2H 3 PO4 (p) +3 K2 CO3 (p) -> 2K3 PO4 (p) + 3H2 CO3 (p)

Budući da je ugljična kiselina nestabilna tvar, raspada se na ugljikov dioksid CO 2 i voda H2 O, jednadžba će dobiti konačni oblik:

2H 3 PO4 (p) +3 K2 CO3 (p) -> 2K3 PO4 (p) + 3CO2 + 3H2 O

Sastavljamo punu RIO ionsku jednadžbu:

6H + +2PO4 3- + 6K+ + 3CO3 2- -> 6K+ + 2PO4 3- + 3CO2 + 3H2 O

Sastavljamo kratku RIO ionsku jednadžbu:

6H + +3CO3 2- = 3CO2 + 3H2 O

2H + +CO3 2- = CO2 + H2 O

Zaključujemo:

Na kraju smo dobili željenu reduciranu ionsku jednadžbu, dakle, zadatak je točno riješen.

Zadatak broj 3

Napiši reakciju izmjene između natrijeva oksida i fosforne kiseline u molekularnom, punom i kratkom ionskom obliku.

1. Sastavljamo molekularnu jednadžbu, pri sastavljanju formula uzimamo u obzir valencije (vidi TR)

3Na 2 O (ne) + 2H3 PO4 (p) -> 2Na3 PO4 (p) + 3H2 O (md)

gdje je ne neelektrolit, ne disocira na ione,
md - slabo disocirajuća tvar, ne razlažemo se na ione, voda je znak nepovratnosti reakcije

2. Sastavljamo potpunu ionsku jednadžbu:

3Na 2 O+6H+ + 2PO4 3- -> 6Na+ + 2PO 4 3- + 3H2 O

3. Poništavamo iste ione i dobivamo kratku ionsku jednadžbu:

3Na 2 O+6H+ -> 6Na+ + 3H2 O
Koeficijente smanjimo za tri i dobijemo:
Na2 O+2H+ -> 2Na+ + H2 O

Ova reakcija je ireverzibilna, tj. ide do kraja, budući da u proizvodima nastaje voda koja slabo disocira.

ZADACI ZA SAMOSTALNI RAD

Zadatak broj 1

Reakcija između natrijeva karbonata i sumporne kiseline

Napišite jednadžbu reakcije ionske izmjene natrijeva karbonata sa sumpornom kiselinom u molekularnom, punom i kratkom ionskom obliku.

Zadatak broj 2

ZnF 2 + Ca(OH)2 ->
K2 S+H3 PO4 ->

Zadatak broj 3

Pogledajte sljedeći eksperiment

Taloženje barijevog sulfata

Napišite jednadžbu reakcije ionske izmjene barijevog klorida s magnezijevim sulfatom u molekularnom, punom i kratkom ionskom obliku.

Zadatak broj 4

Dovršite jednadžbe reakcije u molekularnom, punom i kratkom ionskom obliku:

Hg (BR 3 ) 2 + Na2 S ->
K2 TAKO3 + HCl ->

Prilikom rješavanja zadatka koristiti tablicu topljivosti tvari u vodi. Zapamtite iznimke!

Nerijetko školarci i studenti moraju sastavljati tzv. jednadžbe ionske reakcije. Konkretno, problem 31, predložen na Jedinstvenom državnom ispitu iz kemije, posvećen je ovoj temi. U ovom ćemo članku detaljno raspravljati o algoritmu za pisanje kratkih i potpunih ionskih jednadžbi, analizirat ćemo mnoge primjere različitih razina složenosti.

Zašto su potrebne ionske jednadžbe

Dopustite mi da vas podsjetim da kada se mnoge tvari otope u vodi (i ne samo u vodi!) Dolazi do procesa disocijacije - tvari se raspadaju na ione. Na primjer, molekule HCl u vodenom mediju disociraju na katione vodika (H +, točnije, H 3 O +) i anione klora (Cl -). Natrijev bromid (NaBr) u vodenoj otopini nije u obliku molekula, već u obliku hidratiziranih Na + i Br - iona (usput, ioni su također prisutni u čvrstom natrijevom bromidu).

Pri zapisivanju "običnih" (molekularnih) jednadžbi ne uzimamo u obzir da u reakciju ne ulaze molekule, već ioni. Evo, na primjer, jednadžbe za reakciju između klorovodične kiseline i natrijevog hidroksida:

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

Naravno, ovaj dijagram ne opisuje sasvim ispravno proces. Kao što smo već rekli, u vodenoj otopini praktički nema molekula HCl, ali postoje H + i Cl - ioni. Isto vrijedi i za NaOH. Bilo bi bolje napisati sljedeće:

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

To je ono što je potpuna ionska jednadžba. Umjesto "virtualnih" molekula, vidimo čestice koje su stvarno prisutne u otopini (kationi i anioni). Nećemo se zadržavati na pitanju zašto smo H 2 O zapisali u molekularnom obliku. Ovo će biti objašnjeno malo kasnije. Kao što vidite, nema ništa komplicirano: molekule smo zamijenili ionima koji nastaju tijekom njihove disocijacije.

Međutim, čak ni potpuna ionska jednadžba nije savršena. Doista, pogledajte malo bolje: iu lijevom iu desnom dijelu jednadžbe (2) nalaze se identične čestice - Na + kationi i Cl - anioni. Ti se ioni ne mijenjaju tijekom reakcije. Zašto su onda uopće potrebni? Uklonimo ih i uzmimo kratka ionska jednadžba:

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

Kao što vidite, sve se svodi na interakciju H + i OH - iona uz stvaranje vode (reakcija neutralizacije).

Zapisane su sve potpune i kratke ionske jednadžbe. Kad bismo na ispitu iz kemije riješili zadatak 31, za njega bismo dobili maksimalnu ocjenu - 2 boda.

Dakle, još jednom o terminologiji:

• HCl + NaOH = NaCl + H 2 O - molekularna jednadžba ("uobičajena" jednadžba, shematski odražava bit reakcije);
• H + + Cl - + Na + + OH - = Na + + Cl - + H 2 O - potpuna ionska jednadžba (vidljive su prave čestice u otopini);
• H + + OH - = H 2 O - kratka ionska jednadžba (uklonili smo sve "smeće" - čestice koje ne sudjeluju u procesu).

Algoritam za pisanje ionskih jednadžbi

1. Sastavljamo molekularnu jednadžbu reakcije.
2. Sve čestice koje u otopini disociraju do zamjetnog stupnja zapisuju se kao ioni; tvari koje nisu sklone disocijaciji, ostavljamo "u obliku molekula".
3. Iz dva dijela jednadžbe uklanjamo tzv. ioni promatrači, tj. čestice koje ne sudjeluju u procesu.
4. Provjeravamo koeficijente i dobivamo konačan odgovor - kratku ionsku jednadžbu.

Primjer 1. Napišite potpunu i kratku ionsku jednadžbu koja opisuje međudjelovanje vodenih otopina barijevog klorida i natrijevog sulfata.

Riješenje. Djelovat ćemo u skladu s predloženim algoritmom. Postavimo najprije molekularnu jednadžbu. Barijev klorid i natrijev sulfat dvije su soli. Pogledajmo dio referentne knjige "Svojstva anorganskih spojeva". Vidimo da soli mogu međusobno djelovati ako se tijekom reakcije formira talog. Provjerimo:

Vježba 2. Dovršite jednadžbe za sljedeće reakcije:

1. KOH + H2SO4 \u003d
2. H3PO4 + Na2O \u003d
3. Ba(OH) 2 + CO 2 =
4. NaOH + CuBr 2 =
5. K 2 S + Hg (NO 3) 2 \u003d
6. Zn + FeCl 2 =

Vježba 3. Napišite molekularne jednadžbe reakcija (u vodenoj otopini) između: a) natrijevog karbonata i dušične kiseline, b) nikal (II) klorida i natrijevog hidroksida, c) fosforne kiseline i kalcijevog hidroksida, d) srebrovog nitrata i kalijevog klorida, e. ) fosforov oksid (V) i kalijev hidroksid.

Iskreno se nadam da niste imali problema u rješavanju ova tri zadatka. Ako to nije tako, potrebno je vratiti se na temu "Kemijska svojstva glavnih klasa anorganskih spojeva".

Kako pretvoriti molekularnu jednadžbu u potpunu ionsku jednadžbu

Počinje najzanimljivije. Moramo razumjeti koje tvari treba pisati kao ione, a koje treba ostaviti u "molekularnom obliku". Morate zapamtiti sljedeće.

U obliku iona napišite:

• topljive soli (naglašavam da su samo soli visoko topljive u vodi);
• alkalije (dopustite mi da vas podsjetim da se baze topive u vodi nazivaju alkalijama, ali ne NH 4 OH);
• jake kiseline (H 2 SO 4 , HNO 3 , HCl, HBr, HI, HClO 4 , HClO 3 , H 2 SeO 4 , ...).

Kao što vidite, ovaj je popis lako zapamtiti: uključuje jake kiseline i baze i sve topive soli. Usput, posebno budnim mladim kemičarima koji bi mogli biti ogorčeni činjenicom da jaki elektroliti (netopive soli) nisu uključeni u ovaj popis, mogu reći sljedeće: NE uključivanje netopljivih soli u ovaj popis uopće ne odbacuje činjenica da su jaki elektroliti.

Sve ostale tvari moraju biti prisutne u ionskim jednadžbama u obliku molekula. Zahtjevnim čitateljima koji se ne zadovoljavaju nejasnim terminom "sve ostale supstance" i koji, po uzoru na junaka poznatog filma, zahtijevaju "objaviti puni popis", dajem sljedeće podatke.

U obliku molekula napišite:

• sve netopljive soli;
• sve slabe baze (uključujući netopljive hidrokside, NH4OH i slične tvari);
• sve slabe kiseline (H 2 CO 3 , HNO 2 , H 2 S, H 2 SiO 3 , HCN, HClO, gotovo sve organske kiseline ...);
• općenito, svi slabi elektroliti (uključujući vodu!!!);
• oksidi (sve vrste);
• svi plinoviti spojevi (osobito H2, CO2, SO2, H2S, CO);
• jednostavne tvari (metali i nemetali);
• gotovo svi organski spojevi (s izuzetkom soli organskih kiselina topljivih u vodi).

Fuj, mislim da nisam ništa zaboravio! Iako je, po mom mišljenju, lakše zapamtiti popis broj 1. Od temeljno važnih na popisu broj 2, još jednom ću primijetiti vodu.

Idemo trenirati!

Primjer 2. Napravite potpunu ionsku jednadžbu koja opisuje interakciju bakrova (II) hidroksida i klorovodične kiseline.

Riješenje. Počnimo, naravno, s molekularnom jednadžbom. Bakar (II) hidroksid je netopljiva baza. Sve netopljive baze reagiraju s jakim kiselinama pri čemu nastaju sol i voda:

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

A sada saznajemo koje tvari napisati u obliku iona, a koje - u obliku molekula. Gornji popisi će nam pomoći. Bakrov (II) hidroksid je netopljiva baza (vidi tablicu topljivosti), slabi elektrolit. Netopljive baze se pišu u molekularnom obliku. HCl je jaka kiselina, u otopini gotovo potpuno disocira na ione. CuCl 2 je topiva sol. Pišemo u ionskom obliku. Voda - samo u obliku molekula! Dobivamo punu ionsku jednadžbu:

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

Primjer 3. Napišite potpunu ionsku jednadžbu reakcije ugljičnog dioksida s vodenom otopinom NaOH.

Riješenje. Ugljični dioksid je tipični kiseli oksid, NaOH je lužina. Kada kiseli oksidi stupaju u interakciju s vodenim otopinama lužina, nastaju sol i voda. Sastavljamo jednadžbu molekularne reakcije (ne zaboravite, usput, na koeficijente):

CO2 + 2NaOH \u003d Na2CO3 + H2O.

CO 2 - oksid, plinoviti spoj; zadržati molekularni oblik. NaOH - jaka baza (lužina); zapisana u obliku iona. Na 2 CO 3 - topljiva sol; pisati u obliku iona. Voda je slab elektrolit, praktički ne disocira; ostavite ga u molekularnom obliku. Dobivamo sljedeće:

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

Primjer 4. Natrijev sulfid u vodenoj otopini reagira s cinkovim kloridom i stvara talog. Napišite potpunu ionsku jednadžbu za ovu reakciju.

Riješenje. Natrijev sulfid i cinkov klorid su soli. Kada te soli stupaju u interakciju, cink sulfid se taloži:

Na 2 S + ZnCl 2 \u003d ZnS ↓ + 2NaCl.

Odmah ću napisati punu ionsku jednadžbu, a vi ćete je sami analizirati:

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

Nudim vam nekoliko zadataka za samostalan rad i mali test.

Vježba 4. Napišite molekularne i pune ionske jednadžbe za sljedeće reakcije:

1. NaOH + HNO3 =
2. H2SO4 + MgO =
3. Ca(NO 3) 2 + Na 3 PO 4 =
4. CoBr 2 + Ca(OH) 2 =

Vježba 5. Napišite potpune ionske jednadžbe koje opisuju međudjelovanje: a) dušikovog oksida (V) s vodenom otopinom barijevog hidroksida, b) otopine cezijevog hidroksida s jodovodičnom kiselinom, c) vodenih otopina bakrenog sulfata i kalijevog sulfida, d) kalcijevog hidroksida. i vodena otopina željeznog nitrata (III).