Forma ionică moleculară completă și prescurtată. Soluții de electroliți

Când sunt dizolvate în apă, nu toate substanțele au capacitatea de a conduce electricitatea. Compușii aceia, apă solutii care sunt capabile să conducă curentul electric se numesc electroliti. Electroliții conduc curentul datorită așa-numitei conductivitati ionice, pe care o au mulți compuși cu structură ionică (săruri, acizi, baze). Există substanțe care au legături puternic polare, dar în soluție suferă ionizare incompletă (de exemplu, clorură de mercur II) - aceștia sunt electroliți slabi. Mulți compuși organici (carbohidrați, alcooli) dizolvați în apă nu se descompun în ioni, dar își păstrează structura moleculară. Astfel de substanțe nu conduc electricitatea și sunt numite neelectroliţi.

Iată câteva regularități, ghidate după care este posibil să se determine dacă unul sau altul compus aparține electroliților puternici sau slabi:

1. acizi . Printre cei mai comuni acizi tari se numără HCl, HBr, HI, HNO3, H2SO4, HClO4. Aproape toți ceilalți acizi sunt electroliți slabi.
2. Fundații. Cele mai comune baze tari sunt hidroxizii metalelor alcaline și alcalino-pământoase (excluzând Be). Electrolit slab - NH3.
3. Sare. Cele mai comune săruri - compușii ionici - sunt electroliți puternici. Excepțiile sunt în principal sărurile metalelor grele.

Teoria disocierii electrolitice

Electroliții, atât puternici, cât și slabi, și chiar cei foarte diluați, nu se supun legea lui Raoultși . Având capacitatea de a conduce electricitatea, presiunea de vapori a solventului și punctul de topire al soluțiilor de electroliți vor fi mai mici, iar punctul de fierbere va fi mai mare în comparație cu aceleași valori ale unui solvent pur. În 1887, S. Arrhenius, studiind aceste abateri, a ajuns la crearea unei teorii a disocierii electrolitice.

Disocierea electrolitică presupune că moleculele de electroliți în soluție se descompun în ioni încărcați pozitiv și negativ, care se numesc cationi și, respectiv, anioni.

Teoria propune următoarele postulate:

1. În soluții, electroliții se descompun în ioni, adică. disocia. Cu cât soluția de electrolit este mai diluată, cu atât gradul ei de disociere este mai mare.
2. Disocierea este un fenomen reversibil și de echilibru.
3. Moleculele de solvent interacționează infinit slab (adică soluțiile sunt aproape de ideale).

Diferiții electroliți au grade diferite de disociere, care depinde nu numai de natura electrolitului în sine, ci și de natura solventului, precum și de concentrația și temperatura electrolitului.

Gradul de disociere α , arată câte molecule n degradat în ioni, în comparație cu numărul total de molecule dizolvate N:

α = n/N

În absența disocierii, α = 0, cu disocierea completă a electrolitului, α = 1.

Din punct de vedere al gradului de disociere, în funcție de forță, electroliții se împart în puternici (α> 0,7), rezistență medie (0,3> α> 0,7), slabi (α).< 0,3).

Mai exact, procesul de disociere a electroliților se caracterizează constanta de disociere, independent de concentrația soluției. Dacă prezentăm procesul de disociere a electroliților într-o formă generală:

A a B b ↔ aA — + bB +

K = a b /

Pentru electroliți slabi concentrația fiecărui ion este egală cu produsul lui α cu concentrația totală a electrolitului C, astfel încât expresia constantei de disociere poate fi convertită:

K = α 2 C/(1-α)

Pentru soluții diluate(1-α) =1, atunci

K = α2C

De aici este ușor de găsit gradul de disociere

Ecuații ionico-moleculare

Luați în considerare un exemplu de neutralizare a unui acid puternic de către o bază puternică, de exemplu:

HCl + NaOH = NaCI + HOH

Procesul este prezentat sub formă ecuație moleculară. Se știe că atât materiile prime, cât și produsele de reacție sunt complet ionizate în soluție. Prin urmare, reprezentăm procesul în formă ecuație ionică completă:

H + + CI - + Na + + OH - = Na + + CI - + HOH

După „reducerea” ionilor identici în părțile din stânga și din dreapta ecuației, obținem ecuația ionică redusă:

H + + OH - = HOH

Vedem că procesul de neutralizare se reduce la combinația de H + și OH - și formarea apei.

La compilarea ecuațiilor ionice, trebuie amintit că numai electroliții puternici sunt scrisi în formă ionică. Electroliții slabi, solidele și gazele sunt scrise în forma lor moleculară.

Procesul de precipitare se reduce la interacțiunea numai a Ag + și I - și formarea de AgI insolubil în apă.

Pentru a afla dacă substanța care ne interesează este capabilă de solubilitate în apă, este necesar să folosiți tabelul de insolubilitate.

Să luăm în considerare al treilea tip de reacții, în urma căruia se formează un compus volatil. Acestea sunt reacții de interacțiune a carbonaților, sulfiților sau sulfurilor cu acizii. De exemplu,

La amestecarea unor soluții de compuși ionici, interacțiunea dintre ei poate să nu aibă loc, de exemplu

Deci, pentru a rezuma, observăm că transformări chimice apare atunci când este îndeplinită una dintre următoarele condiții:

• Formarea non-electroliților. Apa poate acționa ca un non-electrolit.
• Formarea sedimentelor.
• Eliberare de gaz.
• Formarea unui electrolit slab, precum acidul acetic.
• Transferul unuia sau mai multor electroni. Acest lucru se realizează în reacțiile redox.
• Formarea sau ruperea unuia sau mai multor

Categorii,

Echilibrează ecuația moleculară completă.Înainte de a scrie ecuația ionică, ecuația moleculară originală trebuie echilibrată. Pentru a face acest lucru, este necesar să plasați coeficienții corespunzători în fața compușilor, astfel încât numărul de atomi ai fiecărui element din partea stângă să fie egal cu numărul lor din partea dreaptă a ecuației.

• Notați numărul de atomi ai fiecărui element de pe ambele părți ale ecuației.
• Adăugați coeficienți în fața elementelor (cu excepția oxigenului și hidrogenului), astfel încât numărul de atomi ai fiecărui element din partea stângă și dreaptă a ecuației să fie același.
• Echilibrează atomii de hidrogen.
• Echilibrează atomii de oxigen.
• Numărați numărul de atomi ai fiecărui element de pe ambele părți ale ecuației și asigurați-vă că este același.
• De exemplu, după echilibrarea ecuației Cr + NiCl 2 --> CrCl 3 + Ni, obținem 2Cr + 3NiCl 2 --> 2CrCl 3 + 3Ni.

Determinați starea fiecărei substanțe care participă la reacție. Adesea, acest lucru poate fi judecat după starea problemei. Există anumite reguli care ajută la determinarea stării în care se află un element sau o conexiune.

Determinați ce compuși se disociază (se separă în cationi și anioni) în soluție.În timpul disocierii, compusul se descompune în componente pozitive (cation) și negative (anion). Aceste componente vor intra apoi în ecuația ionică a reacției chimice.

Calculați sarcina fiecărui ion disociat. Când faceți acest lucru, amintiți-vă că metalele formează cationi încărcați pozitiv, iar atomii nemetalici se transformă în anioni negativi. Determinați sarcinile elementelor conform tabelului periodic. De asemenea, este necesar să echilibrați toate sarcinile în compuși neutri.

Rescrieți ecuația astfel încât toți compușii solubili să fie separați în ioni individuali. Orice lucru care disociază sau ionizează (cum ar fi acizii puternici) se va împărți în doi ioni separați. În acest caz, substanța va rămâne în stare dizolvată ( rr). Verificați dacă ecuația este echilibrată.

• Solidele, lichidele, gazele, acizii slabi și compușii ionici cu solubilitate scăzută nu își vor schimba starea și nu se vor separa în ioni. Lasă-le așa cum sunt.
• Compușii moleculari se vor disipa pur și simplu în soluție, iar starea lor se va schimba în dizolvată ( rr). Există trei compuși moleculari care nu du-te la stat ( rr), acesta este CH 4( G), C3H8( G) și C8H18( și) .
• Pentru reacția luată în considerare, ecuația ionică completă poate fi scrisă sub următoarea formă: 2Cr ( televizor) + 3Ni 2+ ( rr) + 6Cl - ( rr) --> 2Cr 3+ ( rr) + 6Cl - ( rr) + 3Ni ( televizor). Dacă clorul nu face parte din compus, se descompune în atomi individuali, așa că înmulțim numărul de ioni de Cl cu 6 de ambele părți ale ecuației.

Anulați aceiași ioni din partea stângă și dreaptă a ecuației. Puteți tăia doar acei ioni care sunt complet identici de ambele părți ale ecuației (au aceleași sarcini, indice și așa mai departe). Rescrie ecuația fără acești ioni.

• În exemplul nostru, ambele părți ale ecuației conțin 6 ioni Cl -, care pot fi tăiați. Astfel, obținem o scurtă ecuație ionică: 2Cr ( televizor) + 3Ni 2+ ( rr) --> 2Cr 3+ ( rr) + 3Ni ( televizor) .
• Verificați rezultatul. Sarcinile totale ale părților stânga și dreaptă ale ecuației ionice trebuie să fie egale.

Când orice acid puternic este neutralizat cu orice bază puternică, se eliberează aproximativ căldură pentru fiecare mol de apă format:

Acest lucru sugerează că astfel de reacții sunt reduse la un singur proces. Vom obține ecuația acestui proces dacă luăm în considerare mai detaliat una dintre reacțiile de mai sus, de exemplu, prima. Rescriem ecuația acesteia, scriind electroliți puternici sub formă ionică, deoarece există în soluție sub formă de ioni și electroliți slabi sub formă moleculară, deoarece sunt în soluție în principal sub formă de molecule (apa este un electrolit foarte slab, vezi § 90):

Având în vedere ecuația rezultată, vedem că în timpul reacției, ionii și nu s-au schimbat. Prin urmare, rescriem din nou ecuația, excluzând acești ioni din ambele părți ale ecuației. Primim:

Astfel, reacțiile de neutralizare a oricărui acid puternic cu orice bază tare se reduc la același proces - la formarea moleculelor de apă din ioni de hidrogen și ioni de hidroxid. Este clar că și efectele termice ale acestor reacții trebuie să fie aceleași.

Strict vorbind, reacția de formare a apei din ioni este reversibilă, ceea ce poate fi exprimat prin ecuație

Cu toate acestea, după cum vom vedea mai jos, apa este un electrolit foarte slab și se disociază doar într-o măsură neglijabilă. Cu alte cuvinte, echilibrul dintre moleculele de apă și ioni este puternic deplasat către formarea moleculelor. Prin urmare, în practică, reacția de neutralizare a unui acid tare cu o bază tare continuă până la sfârșit.

Când amestecați o soluție de orice sare de argint cu acid clorhidric sau cu o soluție din oricare dintre sărurile sale, se formează întotdeauna un precipitat alb de clorură de argint caracteristic:

Reacțiile similare sunt, de asemenea, reduse la un singur proces. Pentru a obține ecuația sa ionico-moleculară rescriem, de exemplu, ecuația primei reacții, scriind electroliți puternici, ca în exemplul anterior, sub formă ionică, iar substanța din precipitat sub formă moleculară:

După cum se poate observa, ionii și nu suferă modificări în timpul reacției. Prin urmare, le eliminăm și rescriem din nou ecuația:

Aceasta este ecuația ion-moleculară a procesului luat în considerare.

Aici trebuie de asemenea avut în vedere că precipitatul de clorură de argint este în echilibru cu ionii și în soluție, astfel încât procesul exprimat prin ultima ecuație este reversibil:

Cu toate acestea, din cauza solubilității scăzute a clorurii de argint, acest echilibru este foarte puternic deplasat spre dreapta. Prin urmare, putem presupune că reacția de formare din ioni practic ajunge la sfârșit.

Formarea unui precipitat va fi întotdeauna observată atunci când ionii și sunt într-o concentrație semnificativă într-o soluție. Prin urmare, cu ajutorul ionilor de argint, este posibil să se detecteze prezența ionilor într-o soluție și, invers, cu ajutorul ionilor de clorură, prezența ionilor de argint; un ion poate servi ca reactant pentru un ion, iar un ion ca reactant pentru un ion.

În viitor, vom folosi pe scară largă forma ion-moleculară de scriere a ecuațiilor reacțiilor care implică electroliți.

Pentru a întocmi ecuații ion-moleculare, trebuie să știți care săruri sunt solubile în apă și care sunt practic insolubile. Caracteristicile generale ale solubilității în apă a celor mai importante săruri sunt date în tabel. cincisprezece.

Tabelul 15. Solubilitatea celor mai importante săruri în apă

Ecuațiile ionico-moleculare ajută la înțelegerea caracteristicilor reacțiilor dintre electroliți. Luați în considerare, ca exemplu, mai multe reacții care implică acizi și baze slabe.

După cum sa menționat deja, neutralizarea oricărui acid puternic de către orice bază puternică este însoțită de același efect termic, deoarece se reduce la același proces - formarea de molecule de apă din ioni de hidrogen și ioni de hidroxid.

Cu toate acestea, atunci când un acid puternic este neutralizat cu o bază slabă, un acid slab cu o bază puternică sau slabă, efectele termice sunt diferite. Să scriem ecuațiile ion-moleculare pentru astfel de reacții.

Neutralizarea unui acid slab (acid acetic) cu o bază tare (hidroxid de sodiu):

Aici, electroliții puternici sunt hidroxidul de sodiu și sarea rezultată, iar cei slabi sunt acidul și apa:

După cum se poate observa, numai ionii de sodiu nu suferă modificări în timpul reacției. Prin urmare, ecuația ion-moleculară are forma:

Neutralizarea unui acid puternic (acid azotic) cu o bază slabă (hidroxid de amoniu):

Aici, sub formă de ioni, trebuie să scriem acidul și sarea rezultată, iar sub formă de molecule, hidroxid de amoniu și apă:

Ionii nu suferă modificări. Omițându-le, obținem ecuația ion-moleculară:

Neutralizarea unui acid slab (acid acetic) cu o bază slabă (hidroxid de amoniu):

În această reacție, toate substanțele, cu excepția electroliților slabi rezultați. Prin urmare, forma ion-moleculară a ecuației are forma:

Comparând ecuațiile ion-moleculare obținute, vedem că toate sunt diferite. Prin urmare, este clar că căldurile reacțiilor considerate nu sunt aceleași.

După cum sa menționat deja, reacțiile de neutralizare a acizilor tari cu baze puternice, în timpul cărora ionii de hidrogen și ionii de hidroxid se combină într-o moleculă de apă, se desfășoară aproape până la sfârșit. Reacțiile de neutralizare, în care cel puțin una dintre substanțele inițiale este un electrolit slab și în care molecule de substanțe slab asociate sunt prezente nu numai în partea dreaptă, ci și în partea stângă a ecuației ion-moleculare, nu procedează la Sfârşit.

Ele ajung într-o stare de echilibru în care sarea coexistă cu acidul și baza din care este derivată. Prin urmare, este mai corect să scrieți ecuațiile unor astfel de reacții ca reacții reversibile.

1. Notați formulele substanțelor care au reacționat, puneți semnul „egal” și notați formulele substanțelor formate. Stabiliți coeficienți.

2. Folosind tabelul de solubilitate, notează în formă ionică formulele substanțelor (săruri, acizi, baze) indicate în tabelul de solubilitate prin litera „P” (foarte solubil în apă), excepția este hidroxidul de calciu, care, deși indicat prin litera „M”, cu toate acestea, într-o soluție apoasă, se disociază bine în ioni.

3. Trebuie reținut că metalele, oxizii metalelor și nemetalelor, apa, substanțele gazoase, compușii insolubili în apă, indicați în tabelul de solubilitate cu litera „H”, nu se descompun în ioni. Formulele acestor substanțe sunt scrise în formă moleculară. Obțineți ecuația ionică completă.

4. Reduceți ionii identici înainte și după semnul egal din ecuație. Obțineți ecuația ionică redusă.

5. Amintiți-vă!

P - substanță solubilă;

M - substanță slab solubilă;

TP - tabel de solubilitate.

Algoritm pentru compilarea reacțiilor de schimb ionic (RIO)

în formă moleculară, completă și scurtă ionică

Exemple de compilare a reacțiilor de schimb ionic

1. Dacă în urma reacției se eliberează o substanță cu disociere scăzută (md) - apa.

În acest caz, ecuația ionică completă este aceeași cu ecuația ionică redusă.

2. Dacă în urma reacției se eliberează o substanță insolubilă în apă.

În acest caz, ecuația reacției ionice complete coincide cu cea redusă. Această reacție continuă până la sfârșit, așa cum demonstrează două fapte simultan: formarea unei substanțe insolubile în apă și eliberarea apei.

3. Dacă în urma reacţiei se eliberează o substanţă gazoasă.

FINALIZAȚI SARCINILE PE TEMA „REACȚII DE SCHIMB DE IONI”

Sarcina numărul 1.
Determinați dacă interacțiunea dintre soluțiile următoarelor substanțe poate fi realizată, notați reacțiile în formă moleculară, completă, ionică scurtă:
hidroxid de potasiu și clorură de amoniu.

Soluţie

Compunem formule chimice ale substanțelor după numele lor, folosind valențe și scriem RIO în formă moleculară (verificăm solubilitatea substanțelor conform TR):

KOH + NH4CI = KCI + NH4OH

întrucât NH4 OH este o substanță instabilă și se descompune în apă și gaz NH3, ecuația RIO va lua forma finală

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

Compunem ecuația ionică RIO completă folosind TR (nu uitați să notați sarcina ionului în colțul din dreapta sus):

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

Compunem o scurtă ecuație ionică RIO, ștergând aceiași ioni înainte și după reacție:

Oh - +NH 4 + =NH 3 + H2O

Încheiem:
Interacțiunea dintre soluțiile următoarelor substanțe poate fi realizată, deoarece produsele acestui RIO sunt gaz (NH3) și o substanță cu disociere scăzută apă (H2O).

Sarcina numărul 2

Schema dată:

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

Selectați substanțe, a căror interacțiune în soluții apoase este exprimată prin următoarele ecuații prescurtate. Scrieți ecuațiile moleculare și ionice complete corespunzătoare.

Folosind TR, selectăm reactivi - substanțe solubile în apă care conțin ioni 2H + și CO3 2- .

De exemplu, acid - H 3 PO4 (p) și sare -K2 CO3 (p).

Compunem ecuația moleculară RIO:

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

Deoarece acidul carbonic este o substanță instabilă, se descompune în dioxid de carbon CO 2 și apă H2 O, ecuația va lua forma finală:

2H 3 PO4 (p) +3 K2 CO3 (p) -> 2K3 PO4 (p) + 3CO2 + 3 ore2 O

Compunem ecuația ionică RIO completă:

6H + +2PO4 3- + 6K+ + 3CO3 2- -> 6K+ + 2PO4 3- + 3CO2 + 3 ore2 O

Compunem o scurtă ecuație ionică RIO:

6H + +3CO3 2- = 3CO2 + 3 ore2 O

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

Încheiem:

În cele din urmă, am obținut ecuația ionică redusă dorită, prin urmare, sarcina a fost finalizată corect.

Sarcina numărul 3

Notați reacția de schimb dintre oxidul de sodiu și acidul fosforic în formă moleculară, completă și scurtă ionică.

1. Compunem o ecuație moleculară, la compilarea formulelor, luăm în considerare valențe (vezi TR)

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

unde ne este un non-electrolit, nu se disociază în ioni,
md - o substanță cu disociere scăzută, nu ne descompunem în ioni, apa este un semn al ireversibilității reacției

2. Compunem o ecuație ionică completă:

3Na 2 O+6H+ + 2PO4 3- -> 6Na+ + 2PO 4 3- + 3 ore2 O

3. Anulăm aceiași ioni și obținem o scurtă ecuație ionică:

3Na 2 O+6H+ -> 6Na+ + 3 ore2 O
Reducem coeficienții cu trei și obținem:
N / A2 O+2H+ -> 2Na+ + H2 O

Această reacție este ireversibilă, adică merge până la sfârșit, deoarece în produse se formează o substanță cu disociere scăzută.

SARCINI PENTRU MUNCĂ INDEPENDENTĂ

Sarcina numărul 1

Reacția dintre carbonatul de sodiu și acidul sulfuric

Scrieți o ecuație pentru reacția de schimb ionic al carbonatului de sodiu cu acidul sulfuric în formă moleculară, completă și scurtă ionică.

Sarcina numărul 2

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

Sarcina numărul 3

Consultați următorul experiment

Precipitarea sulfatului de bariu

Scrieți o ecuație pentru reacția de schimb ionic al clorurii de bariu cu sulfatul de magneziu în formă moleculară, completă și scurtă ionică.

Sarcina numărul 4

Completați ecuațiile reacției în formă moleculară, completă și ionică scurtă:

Hg (NR 3 ) 2 + Na2 S ->
K2 ASA DE3 + HCI ->

Când finalizați sarcina, utilizați tabelul cu solubilitatea substanțelor în apă. Amintiți-vă despre excepții!

Destul de des, școlari și elevi trebuie să alcătuiască așa-numitul. ecuații ale reacțiilor ionice. În special, problema 31, propusă la Examenul Unificat de Stat în Chimie, este dedicată acestui subiect. În acest articol, vom discuta în detaliu algoritmul de scriere a ecuațiilor ionice scurte și complete, vom analiza multe exemple de diferite niveluri de complexitate.

De ce sunt necesare ecuații ionice

Permiteți-mi să vă reamintesc că atunci când multe substanțe sunt dizolvate în apă (și nu numai în apă!) are loc un proces de disociere - substanțele se descompun în ioni. De exemplu, moleculele de HCI într-un mediu apos se disociază în cationi de hidrogen (H + , mai precis, H 3 O +) și anioni de clor (Cl -). Bromura de sodiu (NaBr) se află într-o soluție apoasă nu sub formă de molecule, ci sub formă de ioni de Na + și Br - hidratați (apropo, ionii sunt prezenți și în bromura de sodiu solidă).

Când scriem ecuațiile „obișnuite” (moleculare), nu ținem cont de faptul că nu intră moleculele în reacție, ci ionii. Iată, de exemplu, ecuația pentru reacția dintre acidul clorhidric și hidroxidul de sodiu:

HCl + NaOH = NaCI + H2O. (1)

Desigur, această diagramă nu descrie corect procesul. După cum am spus deja, practic nu există molecule de HCI într-o soluție apoasă, dar există ioni H + și Cl -. Același lucru este valabil și pentru NaOH. Ar fi mai bine să scrieți următoarele:

H + + Cl - + Na + + OH - = Na + + Cl - + H2O. (2)

Asta e ecuație ionică completă. În loc de molecule „virtuale”, vedem particule care sunt de fapt prezente în soluție (cationi și anioni). Nu ne vom opri la întrebarea de ce am scris H 2 O sub formă moleculară. Acest lucru va fi explicat puțin mai târziu. După cum puteți vedea, nu este nimic complicat: am înlocuit moleculele cu ioni, care se formează în timpul disocierii lor.

Cu toate acestea, nici măcar ecuația ionică completă nu este perfectă. Într-adevăr, aruncați o privire mai atentă: atât în ​​partea stângă, cât și în partea dreaptă a ecuației (2) există particule identice - cationi Na + și anioni Cl -. Acești ioni nu se modifică în timpul reacției. Atunci de ce sunt necesare deloc? Să le eliminăm și să obținem ecuație ionică scurtă:

H + + OH - = H2O. (3)

După cum puteți vedea, totul se reduce la interacțiunea ionilor H + și OH - cu formarea apei (reacție de neutralizare).

Toate ecuațiile ionice complete și scurte sunt scrise. Dacă am rezolvat problema 31 la examenul de chimie, am obține nota maximă pentru ea - 2 puncte.

Deci, încă o dată despre terminologie:

• HCl + NaOH = NaCl + H 2 O - ecuație moleculară (ecuație „obișnuită”, reflectând schematic esența reacției);
• H + + Cl - + Na + + OH - = Na + + Cl - + H 2 O - ecuație ionică completă (particulele reale în soluție sunt vizibile);
• H + + OH - = H 2 O - o ecuație ionică scurtă (am eliminat toate „gunoaiele” - particule care nu participă la proces).

Algoritm pentru scrierea ecuațiilor ionice

1. Compunem ecuația moleculară a reacției.
2. Toate particulele care se disociază în soluție într-un grad vizibil sunt scrise ca ioni; substanțe care nu sunt predispuse la disociere, le lăsăm „sub formă de molecule”.
3. Înlăturăm din cele două părți ale ecuației așa-numitele. ioni de observator, adică particule care nu participă la proces.
4. Verificăm coeficienții și obținem răspunsul final - o scurtă ecuație ionică.

Exemplul 1. Scrieți o ecuație ionică completă și scurtă care descrie interacțiunea soluțiilor apoase de clorură de bariu și sulfat de sodiu.

Soluţie. Vom acționa în conformitate cu algoritmul propus. Să stabilim mai întâi ecuația moleculară. Clorura de bariu și sulfatul de sodiu sunt două săruri. Să ne uităm la secțiunea cărții de referință „Proprietățile compușilor anorganici”. Vedem că sărurile pot interacționa între ele dacă în timpul reacției se formează un precipitat. Sa verificam:

Exercițiul 2. Completați ecuațiile pentru următoarele reacții:

1. KOH + H2SO4 \u003d
2. H3PO4 + Na2O \u003d
3. Ba(OH)2 + CO2 =
4. NaOH + CuBr2 =
5. K 2 S + Hg (NO 3) 2 \u003d
6. Zn + FeCl2 =

Exercițiul 3. Scrieți ecuațiile moleculare pentru reacțiile (în soluție apoasă) dintre: a) carbonat de sodiu și acid azotic, b) clorură de nichel (II) și hidroxid de sodiu, c) acid ortofosforic și hidroxid de calciu, d) azotat de argint și clorură de potasiu, e ) oxid de fosfor (V) și hidroxid de potasiu.

Sper din tot sufletul că nu ați avut probleme la îndeplinirea acestor trei sarcini. Dacă nu este așa, este necesar să revenim la subiectul „Proprietăți chimice ale principalelor clase de compuși anorganici”.

Cum se transformă o ecuație moleculară într-o ecuație ionică completă

Începe cel mai interesant. Trebuie să înțelegem ce substanțe trebuie scrise ca ioni și care ar trebui lăsate în „forma moleculară”. Trebuie să vă amintiți următoarele.

Sub formă de ioni scrieți:

• săruri solubile (subliniez că numai sărurile sunt foarte solubile în apă);
• alcalii (să vă reamintesc că bazele solubile în apă se numesc alcalii, dar nu NH 4 OH);
• acizi tari (H2S04, HNO3, HCl, HBr, HI, HClO4, HCl03, H2SeO4, ...).

După cum puteți vedea, această listă este ușor de reținut: include acizi și baze puternice și toate sărurile solubile. Apropo, tinerilor chimiști deosebit de vigilenți, care ar putea fi revoltați de faptul că electroliții puternici (sărurile insolubile) nu sunt incluși în această listă, pot să vă spun următoarele: NU includerea sărurilor insolubile în această listă nu resping deloc faptul că sunt electroliți puternici.

Toate celelalte substanțe trebuie să fie prezente în ecuațiile ionice sub formă de molecule. Acelor cititori pretențioși care nu sunt mulțumiți de termenul vag „toate celelalte substanțe”, și care, după exemplul eroului unui film celebru, cer „anunțați lista completă”, le dau următoarele informații.

Sub formă de molecule, scrieți:

• toate sărurile insolubile;
• toate bazele slabe (inclusiv hidroxizi insolubili, NH4OH și substanțe similare);
• toți acizii slabi (H 2 CO 3 , HNO 2 , H 2 S, H 2 SiO 3 , HCN, HClO, aproape toți acizii organici ...);
• în general, toți electroliții slabi (inclusiv apa!!!);
• oxizi (toate tipurile);
• toţi compuşii gazoşi (în special H2, CO2, S02, H2S, CO);
• substanțe simple (metale și nemetale);
• aproape toți compușii organici (cu excepția sărurilor solubile în apă ale acizilor organici).

Puff, nu cred că am uitat nimic! Deși este mai ușor, în opinia mea, să rețin lista nr. 1. Dintre cele fundamentale importante din lista nr. 2, voi remarca încă o dată apa.

Haide sa ne antrenam!

Exemplul 2. Faceți o ecuație ionică completă care să descrie interacțiunea hidroxidului de cupru (II) și acidul clorhidric.

Soluţie. Să începem, desigur, cu ecuația moleculară. Hidroxidul de cupru (II) este o bază insolubilă. Toate bazele insolubile reacţionează cu acizii puternici pentru a forma o sare şi apă:

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

Și acum aflăm ce substanțe să scriem sub formă de ioni și care - sub formă de molecule. Listele de mai sus ne vor ajuta. Hidroxidul de cupru (II) este o bază insolubilă (vezi tabelul de solubilitate), un electrolit slab. Bazele insolubile sunt scrise sub formă moleculară. HCl este un acid puternic, în soluție se disociază aproape complet în ioni. CuCl 2 este o sare solubilă. Scriem în formă ionică. Apa - doar sub forma de molecule! Obținem ecuația ionică completă:

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

Exemplul 3. Scrieți o ecuație ionică completă pentru reacția dioxidului de carbon cu o soluție apoasă de NaOH.

Soluţie. Dioxidul de carbon este un oxid acid tipic, NaOH este un alcalin. Când oxizii acizi interacționează cu soluțiile apoase de alcalii, se formează sare și apă. Compunem ecuația reacției moleculare (nu uitați, apropo, de coeficienți):

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

CO 2 - oxid, compus gazos; păstrează forma moleculară. NaOH - bază tare (alcali); scrisă sub formă de ioni. Na2CO3 - sare solubilă; scrie sub formă de ioni. Apa este un electrolit slab, practic nu se disociază; lăsați-l în formă moleculară. Obținem următoarele:

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

Exemplul 4. Sulfura de sodiu în soluție apoasă reacționează cu clorura de zinc pentru a forma un precipitat. Scrieți ecuația ionică completă pentru această reacție.

Soluţie. Sulfura de sodiu și clorura de zinc sunt săruri. Când aceste săruri interacționează, sulfura de zinc precipită:

Na 2 S + ZnCl 2 \u003d ZnS ↓ + 2NaCl.

Voi nota imediat ecuația ionică completă și o veți analiza singur:

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

Vă ofer mai multe sarcini pentru muncă independentă și un mic test.

Exercițiul 4. Scrieți ecuațiile moleculare și ionice complete pentru următoarele reacții:

1. NaOH + HNO3 =
2. H2S04 + MgO =
3. Ca(N03)2 + Na3P04 =
4. CoBr2 + Ca(OH)2 =

Exercițiul 5. Scrieți ecuații ionice complete care descriu interacțiunea: a) oxidului de azot (V) cu o soluție apoasă de hidroxid de bariu, b) o soluție de hidroxid de cesiu cu acid iodhidric, c) soluții apoase de sulfat de cupru și sulfură de potasiu, d) hidroxid de calciu și o soluție apoasă de azotat de fier ( III).