Molekularna pełna i skrócona forma jonowa. Roztwory elektrolitów

Po rozpuszczeniu w wodzie nie wszystkie substancje mają zdolność przewodzenia prądu. Te związki, woda rozwiązania które są zdolne do przewodzenia prądu elektrycznego to tzw elektrolity. Elektrolity przewodzą prąd dzięki tzw. przewodności jonowej, którą posiada wiele związków o budowie jonowej (sole, kwasy, zasady). Istnieją substancje, które mają silnie spolaryzowane wiązania, ale w roztworze ulegają niepełnej jonizacji (na przykład chlorek rtęci II) - są to słabe elektrolity. Wiele związków organicznych (węglowodany, alkohole) rozpuszczonych w wodzie nie rozkłada się na jony, ale zachowuje swoją strukturę molekularną. Takie substancje nie przewodzą prądu i są tzw nieelektrolity.

Oto kilka prawidłowości, na podstawie których można określić, czy dany związek należy do silnych, czy słabych elektrolitów:

1. kwasy . Do najczęściej spotykanych mocnych kwasów należą HCl, HBr, HI, HNO 3 , H 2 SO 4 , HClO 4 . Prawie wszystkie inne kwasy są słabymi elektrolitami.
2. Podwaliny. Najpowszechniejszymi mocnymi zasadami są wodorotlenki metali alkalicznych i metali ziem alkalicznych (z wyłączeniem Be). Słaby elektrolit - NH 3.
3. Sól. Najczęściej spotykane sole – związki jonowe – to mocne elektrolity. Wyjątkiem są głównie sole metali ciężkich.

Teoria dysocjacji elektrolitycznej

Elektrolity, zarówno mocne, jak i słabe, a nawet bardzo rozcieńczone, nie są posłuszne Prawo Raoulta I . Mając zdolność przewodzenia prądu, prężność par rozpuszczalnika i temperatura topnienia roztworów elektrolitów będą niższe, a temperatura wrzenia będzie wyższa w porównaniu z tymi samymi wartościami czystego rozpuszczalnika. W 1887 r. S. Arrhenius, badając te odchylenia, doszedł do stworzenia teorii dysocjacji elektrolitycznej.

Dysocjacja elektrolityczna zakłada, że ​​cząsteczki elektrolitu w roztworze rozkładają się na dodatnio i ujemnie naładowane jony, które nazywane są odpowiednio kationami i anionami.

Teoria stawia następujące postulaty:

1. W roztworach elektrolity rozkładają się na jony, tj. dysocjować. Im bardziej rozcieńczony roztwór elektrolitu, tym większy stopień jego dysocjacji.
2. Dysocjacja jest zjawiskiem odwracalnym i równowagowym.
3. Cząsteczki rozpuszczalnika oddziałują nieskończenie słabo (tj. Roztwory są bliskie ideału).

Różne elektrolity mają różne stopnie dysocjacji, które zależą nie tylko od rodzaju samego elektrolitu, ale także od rodzaju rozpuszczalnika, a także od stężenia i temperatury elektrolitu.

Stopień dysocjacji α , pokazuje, ile cząsteczek N rozpada się na jony w porównaniu z całkowitą liczbą rozpuszczonych cząsteczek N:

α = N/N

W przypadku braku dysocjacji α = 0, przy całkowitej dysocjacji elektrolitu α = 1.

Z punktu widzenia stopnia dysocjacji, według mocy, elektrolity dzielą się na mocne (α> 0,7), średnie (0,3> α> 0,7), słabe (α< 0,3).

Dokładniej, charakteryzuje się proces dysocjacji elektrolitów stała dysocjacji, niezależnie od stężenia roztworu. Jeśli przedstawimy proces dysocjacji elektrolitów w postaci ogólnej:

A a B b ↔ aA — + bB +

K = a b /

Dla słabe elektrolity stężenie każdego jonu jest równe iloczynowi α przez całkowite stężenie elektrolitu C, więc wyrażenie na stałą dysocjacji można przekształcić:

K = α 2 C/(1-α)

Dla rozcieńczone roztwory(1-α) =1, zatem

K = α 2 C

Stąd łatwo go znaleźć stopień dysocjacji

Równania jonowo-molekularne

Rozważ przykład neutralizacji mocnego kwasu mocną zasadą, na przykład:

HCl + NaOH = NaCl + HOH

Proces jest przedstawiony w formularzu równanie molekularne. Wiadomo, że zarówno materiały wyjściowe, jak i produkty reakcji są całkowicie zjonizowane w roztworze. Dlatego reprezentujemy proces w postaci pełne równanie jonowe:

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

Po „redukcji” identycznych jonów w lewej i prawej części równania otrzymujemy zredukowane równanie jonowe:

H + + OH - = HOH

Widzimy, że proces neutralizacji sprowadza się do połączenia H+ i OH- i powstania wody.

Zestawiając równania jonowe, należy pamiętać, że tylko mocne elektrolity są zapisywane w formie jonowej. Słabe elektrolity, ciała stałe i gazy są zapisywane w postaci molekularnej.

Proces wytrącania sprowadza się do interakcji tylko Ag + i I - i powstania nierozpuszczalnego w wodzie AgI.

Aby dowiedzieć się, czy interesująca nas substancja jest zdolna do rozpuszczania się w wodzie, konieczne jest skorzystanie z tabeli nierozpuszczalności.

Rozważmy trzeci rodzaj reakcji, w wyniku których powstaje związek lotny. Są to reakcje oddziaływania węglanów, siarczynów lub siarczków z kwasami. Na przykład,

Podczas mieszania niektórych roztworów związków jonowych interakcja między nimi może nie wystąpić np

Podsumowując, zauważamy to przemiany chemiczne wystąpić, gdy spełniony jest jeden z poniższych warunków:

• Tworzenie nieelektrolitów. Woda może działać jako nieelektrolit.
• Tworzenie osadów.
• Uwolnienie gazu.
• Powstawanie słabego elektrolitu, jak kwas octowy.
• Przeniesienie jednego lub więcej elektronów. Jest to realizowane w reakcjach redoks.
• Powstanie lub pęknięcie jednego lub więcej

Kategorie ,

Zbilansuj pełne równanie molekularne. Przed zapisaniem równania jonowego oryginalne równanie molekularne musi zostać zrównoważone. W tym celu należy przed związkami postawić odpowiednie współczynniki, tak aby liczba atomów każdego pierwiastka po lewej stronie równała się ich liczbie po prawej stronie równania.

• Zapisz liczbę atomów każdego pierwiastka po obu stronach równania.
• Dodaj współczynniki przed pierwiastkami (z wyjątkiem tlenu i wodoru), tak aby liczba atomów każdego pierwiastka po lewej i prawej stronie równania była taka sama.
• Zrównoważ atomy wodoru.
• Zrównoważyć atomy tlenu.
• Policz liczbę atomów każdego pierwiastka po obu stronach równania i upewnij się, że jest taka sama.
• Na przykład po zbilansowaniu równania Cr + NiCl 2 --> CrCl 3 + Ni otrzymamy 2Cr + 3NiCl 2 --> 2CrCl 3 + 3Ni.

Określ stan każdej substancji biorącej udział w reakcji. Często można to ocenić na podstawie stanu problemu. Istnieją pewne reguły, które pomagają określić, w jakim stanie znajduje się element lub połączenie.

Określ, które związki dysocjują (rozdzielają się na kationy i aniony) w roztworze. Podczas dysocjacji związek rozkłada się na składnik dodatni (kation) i ujemny (anion). Składniki te zostaną następnie wprowadzone do równania jonowego reakcji chemicznej.

Oblicz ładunek każdego zdysocjowanego jonu. Robiąc to, pamiętaj, że metale tworzą dodatnio naładowane kationy, a atomy niemetali zamieniają się w ujemne aniony. Wyznacz ładunki pierwiastków na podstawie układu okresowego. Konieczne jest również zbilansowanie wszystkich ładunków w związkach obojętnych.

Przepisz równanie tak, aby wszystkie rozpuszczalne związki były rozdzielone na pojedyncze jony. Wszystko, co dysocjuje lub jonizuje (takie jak mocne kwasy), rozpada się na dwa oddzielne jony. W takim przypadku substancja pozostanie w stanie rozpuszczonym ( rr). Sprawdź, czy równanie jest zrównoważone.

• Ciała stałe, ciecze, gazy, słabe kwasy i związki jonowe o małej rozpuszczalności nie zmienią swojego stanu skupienia i nie rozpadną się na jony. Zostaw je takie jakie są.
• Związki molekularne po prostu rozproszą się w roztworze, a ich stan zmieni się na rozpuszczony ( rr). Istnieją trzy związki molekularne, które to robią Nie przejdź do stanu ( rr), to jest CH 4( G), C3H8( G) i C8H18( I) .
• Dla rozważanej reakcji pełne równanie jonowe można zapisać w następującej postaci: 2Cr ( telewizja) + 3Ni 2+ ( rr) + 6Cl - ( rr) --> 2Kr 3+ ( rr) + 6Cl - ( rr) + 3Ni ( telewizja) . Jeśli chlor nie jest częścią związku, rozpada się na pojedyncze atomy, więc mnożymy liczbę jonów Cl przez 6 po obu stronach równania.

Anuluj te same jony po lewej i prawej stronie równania. Możesz wykreślić tylko te jony, które są całkowicie identyczne po obu stronach równania (mają takie same ładunki, indeksy dolne itp.). Przepisz równanie bez tych jonów.

• W naszym przykładzie obie strony równania zawierają 6 jonów Cl -, które można przekreślić. W ten sposób otrzymujemy krótkie równanie jonowe: 2Cr ( telewizja) + 3Ni 2+ ( rr) --> 2Kr 3+ ( rr) + 3Ni ( telewizja) .
• Sprawdź wynik. Suma ładunków lewej i prawej strony równania jonowego musi być równa.

Kiedy jakikolwiek mocny kwas jest zobojętniany jakąkolwiek mocną zasadą, na każdy mol utworzonej wody wydziela się mniej więcej ciepło:

Sugeruje to, że takie reakcje są zredukowane do jednego procesu. Równanie tego procesu otrzymamy, jeśli bardziej szczegółowo rozważymy jedną z powyższych reakcji, na przykład pierwszą. Przepisujemy jego równanie, pisząc mocne elektrolity w postaci jonowej, ponieważ występują one w roztworze w postaci jonów, a słabe elektrolity w postaci molekularnej, ponieważ występują w roztworze głównie w postaci cząsteczek (woda jest bardzo słabym elektrolitem, patrz § 90):

Biorąc pod uwagę otrzymane równanie, widzimy, że podczas reakcji jony i nie zmieniły się. Dlatego przepisujemy równanie ponownie, wyłączając te jony z obu stron równania. Otrzymujemy:

Tak więc reakcje neutralizacji dowolnego mocnego kwasu dowolną mocną zasadą są zredukowane do tego samego procesu - do tworzenia cząsteczek wody z jonów wodoru i jonów wodorotlenkowych. Oczywiste jest, że skutki termiczne tych reakcji muszą być takie same.

Ściśle mówiąc, reakcja powstawania wody z jonów jest odwracalna, co można wyrazić równaniem

Jednak, jak zobaczymy poniżej, woda jest bardzo słabym elektrolitem i dysocjuje tylko w znikomym stopniu. Innymi słowy, równowaga między cząsteczkami wody i jonami jest silnie przesunięta w kierunku tworzenia cząsteczek. Dlatego w praktyce reakcja zobojętniania mocnego kwasu mocną zasadą przebiega do końca.

Podczas mieszania roztworu dowolnej soli srebra z kwasem chlorowodorowym lub z roztworem dowolnej jego soli zawsze powstaje charakterystyczny biały serowy osad chlorku srebra:

Podobne reakcje są również zredukowane do jednego procesu. Aby otrzymać jego równanie jonowo-molekularne przepisujemy np. równanie pierwszej reakcji, zapisując mocne elektrolity, jak w poprzednim przykładzie, w postaci jonowej, a substancję w osadzie w postaci cząsteczkowej:

Jak widać, jony i nie ulegają zmianom podczas reakcji. Dlatego eliminujemy je i ponownie przepisujemy równanie:

To jest jonowo-molekularne równanie rozważanego procesu.

Tutaj również należy pamiętać, że osad chlorku srebra jest w równowadze z jonami iw roztworze, tak że proces wyrażony ostatnim równaniem jest odwracalny:

Jednak ze względu na małą rozpuszczalność chlorku srebra równowaga ta jest bardzo silnie przesunięta w prawo. Dlatego możemy założyć, że reakcja tworzenia się z jonów praktycznie dobiega końca.

Powstawanie osadu będzie zawsze obserwowane, gdy jony i znajdują się w znacznym stężeniu w jednym roztworze. Dlatego za pomocą jonów srebra można wykryć obecność jonów w roztworze i odwrotnie, za pomocą jonów chlorkowych, obecność jonów srebra; jon może służyć jako reagent dla jonu, a jon jako reagent dla jonu.

W przyszłości będziemy szeroko wykorzystywać jonowo-molekularną formę zapisu równań reakcji z udziałem elektrolitów.

Aby sporządzić równania jonowo-molekularne, musisz wiedzieć, które sole są rozpuszczalne w wodzie, a które są praktycznie nierozpuszczalne. Ogólną charakterystykę rozpuszczalności w wodzie najważniejszych soli podano w tabeli. 15.

Tabela 15. Rozpuszczalność najważniejszych soli w wodzie

Równania jonowo-molekularne pomagają zrozumieć cechy reakcji między elektrolitami. Rozważmy jako przykład kilka reakcji z udziałem słabych kwasów i zasad.

Jak już wspomniano, neutralizacji mocnego kwasu mocną zasadą towarzyszy ten sam efekt termiczny, ponieważ sprowadza się to do tego samego procesu - tworzenia cząsteczek wody z jonów wodoru i jonów wodorotlenkowych.

Jednakże, gdy mocny kwas jest zobojętniany słabą zasadą, słaby kwas mocną lub słabą zasadą, efekty termiczne są różne. Napiszmy równania jonowo-molekularne dla takich reakcji.

Neutralizacja słabego kwasu (kwas octowy) mocną zasadą (wodorotlenek sodu):

Tutaj mocnymi elektrolitami są wodorotlenek sodu i powstająca sól, a słabymi są kwas i woda:

Jak widać, tylko jony sodu nie ulegają zmianom podczas reakcji. Dlatego równanie jonowo-molekularne ma postać:

Neutralizacja mocnego kwasu (kwas azotowy) słabą zasadą (wodorotlenek amonu):

Tutaj, w postaci jonów, musimy zapisać kwas i powstałą sól, aw postaci cząsteczek wodorotlenek amonu i wodę:

Jony nie ulegają zmianom. Pomijając je, otrzymujemy równanie jonowo-molekularne:

Neutralizacja słabego kwasu (kwas octowy) słabą zasadą (wodorotlenek amonu):

W tej reakcji wszystkie substancje, z wyjątkiem powstałych słabych elektrolitów. Dlatego postać jonowo-molekularna równania ma postać:

Porównując otrzymane równania jonowo-molekularne, widzimy, że wszystkie są różne. Dlatego jasne jest, że ciepło rozważanych reakcji nie jest takie samo.

Jak już wspomniano, reakcje zobojętniania mocnych kwasów mocnymi zasadami, podczas których jony wodoru i jony wodorotlenkowe łączą się w cząsteczkę wody, przebiegają prawie do końca. Reakcje zobojętniania, w których co najmniej jedna z substancji wyjściowych jest słabym elektrolitem i w których cząsteczki substancji słabo związanych znajdują się nie tylko po prawej, ale i po lewej stronie równania jonowo-molekularnego, nie przebiegają do koniec.

Osiągają stan równowagi, w którym sól współistnieje z kwasem i zasadą, z których pochodzi. Dlatego bardziej poprawne jest zapisywanie równań takich reakcji jako reakcji odwracalnych.

1. Zapisz wzory substancji, które przereagowały, postaw znak równości i zapisz wzory powstałych substancji. Ustaw współczynniki.

2. Korzystając z tabeli rozpuszczalności, zapisz w formie jonowej wzory substancji (soli, kwasów, zasad) wskazanych w tabeli rozpuszczalności literą „P” (wysoce rozpuszczalny w wodzie), wyjątkiem jest wodorotlenek wapnia, który choć oznaczony literą „M”, niemniej jednak w roztworze wodnym dobrze dysocjuje na jony.

3. Należy pamiętać, że metale, tlenki metali i niemetali, woda, substancje gazowe, związki nierozpuszczalne w wodzie, oznaczone w tabeli rozpuszczalności literą „H”, nie rozkładają się na jony. Formuły tych substancji są zapisane w postaci molekularnej. Uzyskaj pełne równanie jonowe.

4. Zredukuj identyczne jony przed i po znaku równości w równaniu. Uzyskaj zredukowane równanie jonowe.

5. Pamiętaj!

P - substancja rozpuszczalna;

M - słabo rozpuszczalna substancja;

TP - tabela rozpuszczalności.

Algorytm kompilacji reakcji wymiany jonowej (RIO)

w formie cząsteczkowej, pełnej i krótkiej jonowej

Przykłady zestawiania reakcji wymiany jonowej

1. Jeżeli w wyniku reakcji uwalniana jest substancja o niskim stopniu dysocjacji (md) - woda.

W tym przypadku pełne równanie jonowe jest takie samo jak zredukowane równanie jonowe.

2. Jeśli w wyniku reakcji uwalnia się substancja nierozpuszczalna w wodzie.

W tym przypadku pełne równanie reakcji jonowej pokrywa się z równaniem zredukowanym. Ta reakcja przebiega do końca, o czym świadczą jednocześnie dwa fakty: tworzenie się substancji nierozpuszczalnej w wodzie i uwalnianie wody.

3. Jeśli w wyniku reakcji uwalnia się substancja gazowa.

WYKONAJ ZADANIA NA TEMAT „REAKCJE WYMIANY JONOWEJ”

Zadanie numer 1.
Określ, czy można przeprowadzić interakcję między roztworami następujących substancji, zapisz reakcje w cząsteczkowej, pełnej, krótkiej formie jonowej:
wodorotlenek potasu i chlorek amonu.

Rozwiązanie

Układamy wzory chemiczne substancji według ich nazw, używając wartościowości i zapisujemy RIO w postaci cząsteczkowej (sprawdzamy rozpuszczalność substancji wg TR):

KOH + NH4Cl = KCl + NH4OH

ponieważ NH4 OH jest substancją niestabilną i rozkłada się na wodę i gaz NH3, równanie RIO przyjmie ostateczną postać

KOH (p) + NH4 Cl (p) = KCl (p) + NH3 + H2O

Układamy pełne równanie jonowe RIO za pomocą TR (nie zapomnij zapisać ładunku jonu w prawym górnym rogu):

K+ + OH- + NH4 + + Cl- = K+ + Cl- + NH3 + H2O

Tworzymy krótkie równanie jonowe RIO, usuwając te same jony przed i po reakcji:

Oh - +NH 4 + =NH 3 + H2O

Wnioskujemy:
Można przeprowadzić interakcję między roztworami następujących substancji, ponieważ produktami tego RIO są gaz (NH3) i woda o niskim stopniu dysocjacji (H2O).

Zadanie numer 2

Podany schemat:

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

Wybierz substancje, których oddziaływanie w roztworach wodnych wyrażają następujące skrócone równania. Napisz odpowiednie równania cząsteczkowe i pełne jonowe.

Za pomocą TR dobieramy odczynniki - rozpuszczalne w wodzie substancje zawierające jony 2H + i CO3 2- .

Na przykład kwas - H 3 PO4 (p) i sól -K2 WSPÓŁ3 (P).

Tworzymy równanie molekularne RIO:

2H 3 PO4 (p) +3 K2 WSPÓŁ3 (p) -> 2K3 PO4 (p) + 3H2 WSPÓŁ3 (P)

Ponieważ kwas węglowy jest substancją niestabilną, rozkłada się na dwutlenek węgla CO 2 i woda H2 O, równanie przyjmie ostateczną postać:

2H 3 PO4 (p) +3 K2 WSPÓŁ3 (p) -> 2K3 PO4 (p) + 3CO2 + 3H2 O

Tworzymy pełne równanie jonowe RIO:

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

Tworzymy krótkie równanie jonowe RIO:

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

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

Wnioskujemy:

Ostatecznie otrzymaliśmy pożądane zredukowane równanie jonowe, dlatego zadanie zostało wykonane poprawnie.

Zadanie numer 3

Zapisz reakcję wymiany między tlenkiem sodu a kwasem fosforowym w formie cząsteczkowej, pełnej i krótkiej jonowej.

1. Układamy równanie molekularne, zestawiając wzory bierzemy pod uwagę wartościowości (patrz TR)

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

gdzie ne jest nieelektrolitem, nie dysocjuje na jony,
md - substancja słabo dysocjująca, nie rozkładamy się na jony, woda jest oznaką nieodwracalności reakcji

2. Tworzymy kompletne równanie jonowe:

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

3. Anulujemy te same jony i otrzymujemy krótkie równanie jonowe:

3Na 2 O+6H+ -> 6Na+ + 3H2 O
Zmniejszamy współczynniki o trzy i otrzymujemy:
Na2 O+2H+ -> 2Na+ + H2 O

Ta reakcja jest nieodwracalna, tj. idzie do końca, ponieważ w produktach powstaje woda o niskiej dysocjacji.

ZADANIA DO PRACY SAMODZIELNEJ

Zadanie numer 1

Reakcja węglanu sodu z kwasem siarkowym

Napisz równanie reakcji wymiany jonowej węglanu sodu z kwasem siarkowym w postaci cząsteczkowej, pełnej i krótkiej jonowej.

Zadanie numer 2

ZnF 2 + Ca(OH)2 ->
k2 S+H3 PO4 ->

Zadanie numer 3

Sprawdź następujący eksperyment

Wytrącanie siarczanu baru

Napisz równanie reakcji wymiany jonowej chlorku baru z siarczanem magnezu w postaci cząsteczkowej, pełnej i krótkiej jonowej.

Zadanie numer 4

Uzupełnij równania reakcji w formie cząsteczkowej, pełnej i krótkiej jonowej:

Hg(NIE 3 ) 2 + Nie2 S ->
k2 WIĘC3 + HCI ->

Podczas wykonywania zadania skorzystaj z tabeli rozpuszczalności substancji w wodzie. Pamiętaj o wyjątkach!

Dość często uczniowie i studenci muszą odrobić tzw. równania reakcji jonowych. W szczególności temu tematowi poświęcony jest problem 31, zaproponowany na jednolitym egzaminie państwowym z chemii. W tym artykule szczegółowo omówimy algorytm pisania krótkich i pełnych równań jonowych, przeanalizujemy wiele przykładów o różnych poziomach złożoności.

Dlaczego potrzebne są równania jonowe

Przypomnę, że gdy wiele substancji rozpuszcza się w wodzie (i nie tylko!) zachodzi proces dysocjacji - substancje rozpadają się na jony. Na przykład cząsteczki HCl w środowisku wodnym dysocjują na kationy wodoru (H + , a dokładniej H 3 O +) i aniony chloru (Cl -). Bromek sodu (NaBr) występuje w roztworze wodnym nie w postaci cząsteczek, ale w postaci uwodnionych jonów Na + i Br - (nawiasem mówiąc, jony są również obecne w stałym bromku sodu).

Pisząc „zwykłe” (molekularne) równania, nie bierzemy pod uwagę, że w reakcję nie wchodzą cząsteczki, ale jony. Oto na przykład równanie reakcji między kwasem chlorowodorowym a wodorotlenkiem sodu:

HCl + NaOH = NaCl + H2O. (1)

Oczywiście ten diagram nie całkiem poprawnie opisuje ten proces. Jak już powiedzieliśmy, w roztworze wodnym praktycznie nie ma cząsteczek HCl, ale są jony H + i Cl -. To samo dotyczy NaOH. Lepiej byłoby napisać, co następuje:

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

To jest to pełne równanie jonowe. Zamiast „wirtualnych” cząsteczek widzimy cząstki faktycznie obecne w roztworze (kationy i aniony). Nie będziemy rozwodzić się nad pytaniem, dlaczego napisaliśmy H 2 O w postaci molekularnej. Zostanie to wyjaśnione nieco później. Jak widać, nie ma w tym nic skomplikowanego: cząsteczki zastąpiliśmy jonami, które powstają podczas ich dysocjacji.

Jednak nawet kompletne równanie jonowe nie jest doskonałe. Rzeczywiście, przyjrzyjmy się bliżej: zarówno w lewej, jak iw prawej części równania (2) znajdują się identyczne cząstki - Na + kationy i Cl - aniony. Jony te nie zmieniają się podczas reakcji. Dlaczego więc w ogóle są potrzebne? Usuńmy je i weźmy krótkie równanie jonowe:

H + + OH - = H2O. (3)

Jak widać, wszystko sprowadza się do interakcji jonów H+ i OH- z powstawaniem wody (reakcja neutralizacji).

Wszystkie kompletne i krótkie równania jonowe są spisane. Gdybyśmy rozwiązali zadanie 31 na egzaminie z chemii, otrzymalibyśmy za to maksymalną ocenę - 2 punkty.

Więc jeszcze raz o terminologii:

• HCl + NaOH = NaCl + H 2 O - równanie molekularne (równanie „zwykłe”, schematycznie odzwierciedlające istotę reakcji);
• H + + Cl - + Na + + OH - = Na + + Cl - + H 2 O - kompletne równanie jonowe (widoczne są rzeczywiste cząstki w roztworze);
• H + + OH - = H 2 O - krótkie równanie jonowe (usunęliśmy wszystkie "śmieci" - cząstki, które nie biorą udziału w procesie).

Algorytm pisania równań jonowych

1. Układamy równanie molekularne reakcji.
2. Wszystkie cząstki, które dysocjują w roztworze w zauważalnym stopniu, są zapisywane jako jony; substancje, które nie są podatne na dysocjację, pozostawiamy „w postaci cząsteczek”.
3. Z dwóch części równania usuwamy tzw. jony obserwatora, czyli cząstki nieuczestniczące w procesie.
4. Sprawdzamy współczynniki i otrzymujemy ostateczną odpowiedź - krótkie równanie jonowe.

Przykład 1. Napisz kompletne i krótkie równanie jonowe opisujące oddziaływanie wodnych roztworów chlorku baru i siarczanu sodu.

Rozwiązanie. Będziemy działać zgodnie z zaproponowanym algorytmem. Najpierw ustalmy równanie molekularne. Chlorek baru i siarczan sodu to dwie sole. Spójrzmy na sekcję podręcznika „Właściwości związków nieorganicznych”. Widzimy, że sole mogą oddziaływać ze sobą, jeśli podczas reakcji wytrąci się osad. Sprawdźmy:

Ćwiczenie 2. Uzupełnij równania następujących reakcji:

1. KOH + H2SO4 \u003d
2. H3PO4 + Na2O \u003d
3. Ba(OH) 2 + CO 2 =
4. NaOH + CuBr2 =
5. K2S + Hg (NO 3) 2 \u003d
6. Zn + FeCl2 =

Ćwiczenie 3. Napisz równania molekularne reakcji (w roztworze wodnym) zachodzących między: a) węglanem sodu i kwasem azotowym, b) chlorkiem niklu(II) i wodorotlenkiem sodu, c) kwasem ortofosforowym i wodorotlenkiem wapnia, d) azotanem srebra i chlorkiem potasu, e ) tlenek fosforu (V) i wodorotlenek potasu.

Mam szczerą nadzieję, że nie miałeś problemów z wykonaniem tych trzech zadań. Jeśli tak nie jest, należy powrócić do tematu „Właściwości chemiczne głównych klas związków nieorganicznych”.

Jak przekształcić równanie molekularne w kompletne równanie jonowe

Zaczyna się najciekawszy. Musimy zrozumieć, które substancje należy zapisać jako jony, a które pozostawić w „formie molekularnej”. Musisz pamiętać o następującej rzeczy.

W postaci jonów napisz:

• sole rozpuszczalne (podkreślam, że tylko sole są dobrze rozpuszczalne w wodzie);
• alkalia (przypomnę, że zasady rozpuszczalne w wodzie nazywane są alkaliami, ale nie NH 4 OH);
• mocne kwasy (H 2 SO 4 , HNO 3 , HCl, HBr, HI, HClO 4 , HClO 3 , H 2 SeO 4 , ...).

Jak widać, ta lista jest łatwa do zapamiętania: obejmuje mocne kwasy i zasady oraz wszystkie rozpuszczalne sole. Nawiasem mówiąc, szczególnie czujnym młodym chemikom, których może oburzyć fakt, że na tej liście nie ma silnych elektrolitów (nierozpuszczalnych soli), mogę powiedzieć, co następuje: NIEwłączenie do tej listy nierozpuszczalnych soli wcale nie odrzuca fakt, że są mocnymi elektrolitami.

Wszystkie inne substancje muszą być obecne w równaniach jonowych w postaci cząsteczek. Tym wymagającym Czytelnikom, którym nie wystarcza mgliste określenie „wszystkie inne substancje”, a którzy wzorem bohatera słynnego filmu domagają się „ogłoszenia pełnej listy”, podaję następującą informację.

W postaci cząsteczek napisz:

• wszystkie nierozpuszczalne sole;
• wszystkie słabe zasady (w tym nierozpuszczalne wodorotlenki, NH 4 OH i podobne substancje);
• wszystkie słabe kwasy (H 2 CO 3 , HNO 2 , H 2 S, H 2 SiO 3 , HCN, HClO, prawie wszystkie kwasy organiczne ...);
• ogólnie wszystkie słabe elektrolity (w tym woda!!!);
• tlenki (wszystkie rodzaje);
• wszystkie związki gazowe (w szczególności H2, CO2, SO2, H2S, CO);
• substancje proste (metale i niemetale);
• prawie wszystkie związki organiczne (z wyjątkiem rozpuszczalnych w wodzie soli kwasów organicznych).

Uff, chyba o niczym nie zapomniałem! Chociaż łatwiej moim zdaniem zapamiętać listę nr 1. Z fundamentalnie ważnej na liście nr 2 jeszcze raz zwrócę uwagę na wodę.

Poćwiczmy!

Przykład 2. Ułóż pełne równanie jonowe opisujące oddziaływanie wodorotlenku miedzi(II) i kwasu solnego.

Rozwiązanie. Zacznijmy oczywiście od równania molekularnego. Wodorotlenek miedzi (II) jest zasadą nierozpuszczalną. Wszystkie nierozpuszczalne zasady reagują z mocnymi kwasami, tworząc sól i wodę:

Cu(OH)2 + 2HCl = CuCl2 + 2H2O.

A teraz dowiadujemy się, które substancje napisać w postaci jonów, a które - w postaci cząsteczek. Pomogą nam w tym powyższe zestawienia. Wodorotlenek miedzi (II) jest nierozpuszczalną zasadą (patrz tabela rozpuszczalności), słabym elektrolitem. Nierozpuszczalne zasady są zapisywane w postaci molekularnej. HCl jest mocnym kwasem, w roztworze prawie całkowicie dysocjuje na jony. CuCl 2 jest rozpuszczalną solą. Piszemy w formie jonowej. Woda - tylko w formie molekuł! Otrzymujemy pełne równanie jonowe:

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

Przykład 3. Napisz pełne równanie jonowe reakcji dwutlenku węgla z wodnym roztworem NaOH.

Rozwiązanie. Dwutlenek węgla jest typowym kwaśnym tlenkiem, NaOH jest zasadą. Gdy kwaśne tlenki oddziałują z wodnymi roztworami zasad, tworzą się sól i woda. Tworzymy równanie reakcji molekularnej (nawiasem mówiąc, nie zapomnij o współczynnikach):

CO2 + 2NaOH \u003d Na2CO3 + H2O.

CO 2 - tlenek, związek gazowy; zachować kształt molekularny. NaOH - mocna zasada (zasada); zapisane w postaci jonów. Na 2 CO 3 - rozpuszczalna sól; napisz w postaci jonów. Woda jest słabym elektrolitem, praktycznie nie dysocjuje; zostaw to w formie molekularnej. Otrzymujemy:

CO2 + 2Na + + 2OH - \u003d Na2+ + CO3 2- + H2O.

Przykład 4. Siarczek sodu w roztworze wodnym reaguje z chlorkiem cynku, tworząc osad. Napisz pełne równanie jonowe tej reakcji.

Rozwiązanie. Siarczek sodu i chlorek cynku to sole. Kiedy te sole wchodzą w interakcje, siarczek cynku wytrąca się:

Na2S + ZnCl2 \u003d ZnS ↓ + 2NaCl.

Natychmiast zapiszę pełne równanie jonowe, a ty sam je przeanalizujesz:

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

Oferuję kilka zadań do samodzielnej pracy oraz mały sprawdzian.

Ćwiczenie 4. Napisz równania cząsteczkowe i pełne jonowe następujących reakcji:

1. NaOH + HNO3 =
2. H2SO4 + MgO =
3. Ca(NO 3) 2 + Na 3 PO 4 =
4. CoBr2 + Ca(OH)2 =

Ćwiczenie 5. Napisz kompletne równania jonowe opisujące oddziaływanie: a) tlenku azotu (V) z wodnym roztworem wodorotlenku baru, b) roztworu wodorotlenku cezu z kwasem jodowodorowym, c) wodnych roztworów siarczanu miedzi i siarczku potasu, d) wodorotlenku wapnia i wodny roztwór azotanu żelaza (III).