Equazioni ioniche complete e abbreviate online. Soluzioni elettrolitiche

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Equazioni ioniche

Come già saprai dalle precedenti lezioni di chimica, la maggior parte delle reazioni chimiche avviene in soluzioni. E poiché tutte le soluzioni elettrolitiche includono ioni, possiamo dire che le reazioni nelle soluzioni elettrolitiche si riducono a reazioni tra ioni.

Queste reazioni che si verificano tra gli ioni sono chiamate reazioni ioniche. E le equazioni ioniche sono proprio le equazioni di queste reazioni.

Di norma, le equazioni delle reazioni ioniche si ottengono da equazioni molecolari, ma ciò avviene in base alle seguenti regole:

In primo luogo, le formule degli elettroliti deboli, nonché di sostanze insolubili e leggermente solubili, gas, ossidi, ecc. non vengono registrati sotto forma di ioni; l'eccezione a questa regola è lo ione HSO−4, e quindi in forma diluita.

In secondo luogo, le formule degli acidi forti, degli alcali e anche dei sali idrosolubili sono solitamente presentate sotto forma di ioni. Va inoltre notato che una formula come Ca(OH)2 si presenta sotto forma di ioni se viene utilizzata acqua di calce. Se si utilizza latte di calce, che contiene particelle insolubili di Ca(OH)2, anche la formula sotto forma di ioni non viene scritta.

Quando si compongono equazioni ioniche, di regola, vengono utilizzate le equazioni di reazione ionica complete e abbreviate, cioè brevi. Se consideriamo l'equazione ionica, che ha una forma abbreviata, allora non osserviamo gli ioni in essa, cioè sono assenti da entrambe le parti dell'equazione ionica completa.

Diamo un'occhiata ad esempi di come vengono scritte le equazioni ioniche molecolari, complete e abbreviate:

Pertanto, va ricordato che le formule delle sostanze che non si decompongono, così come quelle insolubili e gassose, sono solitamente scritte in forma molecolare quando si redigono equazioni ioniche.

Inoltre, va ricordato che se una sostanza precipita, accanto a tale formula viene disegnata una freccia rivolta verso il basso (↓). Bene, nel caso in cui una sostanza gassosa venga rilasciata durante la reazione, accanto alla formula dovrebbe esserci un'icona come una freccia verso l'alto ().

Diamo uno sguardo più da vicino con un esempio. Se abbiamo una soluzione di solfato di sodio Na2SO4 e vi aggiungiamo una soluzione di cloruro di bario BaCl2 (Fig. 132), vedremo che abbiamo formato un precipitato bianco di solfato di bario BaSO4.

Osserva attentamente l'immagine che mostra l'interazione tra solfato di sodio e cloruro di bario:

Ora scriviamo l'equazione molecolare per la reazione:

Bene, ora riscriviamo questa equazione, dove gli elettroliti forti saranno rappresentati sotto forma di ioni e le reazioni che lasciano la sfera saranno presentate sotto forma di molecole:

Abbiamo scritto l'equazione ionica completa per la reazione.

Ora proviamo a rimuovere gli ioni identici dall'una e dall'altra parte dell'uguaglianza, cioè quegli ioni che non prendono parte alla reazione 2Na+ e 2Cl, quindi otterremo un'equazione ionica abbreviata della reazione, che sarà simile Questo:

Da questa equazione vediamo che tutta l'essenza di questa reazione si riduce all'interazione degli ioni bario Ba2+ e degli ioni solfato

e che di conseguenza si forma un precipitato di BaSO4, anche indipendentemente da quali elettroliti contenevano questi ioni prima della reazione.

Come risolvere le equazioni ioniche

E infine, riassumiamo la nostra lezione e determiniamo come risolvere le equazioni ioniche. Tu ed io sappiamo già che tutte le reazioni che si verificano nelle soluzioni elettrolitiche tra ioni sono reazioni ioniche. Queste reazioni vengono solitamente risolte o descritte utilizzando equazioni ioniche.

Inoltre va ricordato che tutti quei composti volatili, difficilmente disciolti o poco dissociati trovano soluzione in forma molecolare. Inoltre, non dobbiamo dimenticare che nel caso in cui, durante l'interazione delle soluzioni elettrolitiche, non si forma nessuno dei suddetti tipi di composti, ciò significa che le reazioni praticamente non si verificano.

Regole per la risoluzione delle equazioni ioniche

Per un chiaro esempio, prendiamo la formazione di un composto scarsamente solubile come:

Na2SO4 + BaCl2 = BaSO4 + 2NaCl

In forma ionica, questa espressione sarà simile a:

2Na+ +SO42- + Ba2+ + 2Cl- = BaSO4 + 2Na+ + 2Cl-

Poiché tu ed io osserviamo che solo gli ioni bario e gli ioni solfato hanno reagito, e gli ioni rimanenti non hanno reagito e il loro stato è rimasto lo stesso. Ne consegue che possiamo semplificare questa equazione e scriverla in forma abbreviata:

Ba2+ + SO42- = BaSO4

Ora ricordiamo cosa dovremmo fare quando risolviamo le equazioni ioniche:

Innanzitutto è necessario eliminare gli stessi ioni da entrambi i lati dell’equazione;

In secondo luogo, non dobbiamo dimenticare che la somma delle cariche elettriche dell'equazione deve essere la stessa, sia a destra che a sinistra.

Le reazioni di scambio ionico sono reazioni in soluzioni acquose tra elettroliti che avvengono senza cambiamenti negli stati di ossidazione dei loro elementi costitutivi

Una condizione necessaria per la reazione tra elettroliti (sali, acidi e basi) è la formazione di una sostanza leggermente dissociante (acqua, acido debole, idrossido di ammonio), precipitato o gas.

Consideriamo la reazione che porta alla formazione dell'acqua. Tali reazioni includono tutte le reazioni tra qualsiasi acido e qualsiasi base. Ad esempio, la reazione dell'acido nitrico con l'idrossido di potassio:

HNO3 + KOH = KNO3 + H2O (1)

Materiali di partenza, ad es. l'acido nitrico e l'idrossido di potassio, nonché uno dei prodotti, vale a dire il nitrato di potassio, sono elettroliti forti, ad es. V soluzione acquosa esistono quasi esclusivamente sotto forma di ioni. L'acqua risultante appartiene ad elettroliti deboli, cioè praticamente non si disintegra in ioni. Pertanto, l'equazione di cui sopra può essere riscritta in modo più accurato indicando lo stato reale delle sostanze in una soluzione acquosa, vale a dire sotto forma di ioni:

H + + NO 3 − + K + + OH ‑ = K + + NO 3 − + H 2 O (2)

Come si può vedere dall'equazione (2), sia prima che dopo la reazione, nella soluzione sono presenti ioni NO 3 − e K +. In altre parole, essenzialmente, gli ioni nitrato e gli ioni potassio non hanno partecipato affatto alla reazione. La reazione è avvenuta solo a causa della combinazione di particelle H + e OH − in molecole d'acqua. Pertanto, eseguendo una riduzione algebrica di ioni identici nell'equazione (2):

H + + NO 3 − + K + + OH ‑ = K + + NO 3 − + H 2 O

otterremo:

H + + OH ‑ = H 2 O (3)

Si chiamano equazioni della forma (3). equazioni ioniche abbreviate, digitare (2) - equazioni ioniche complete e digitare (1) - equazioni delle reazioni molecolari.

Infatti, l'equazione ionica di una reazione riflette al massimo la sua essenza, proprio ciò che ne rende possibile il verificarsi. Va notato che molte reazioni diverse possono corrispondere a un'equazione ionica abbreviata. Infatti, se prendiamo, ad esempio, non l'acido nitrico, ma l'acido cloridrico, e invece dell'idrossido di potassio usiamo, ad esempio, l'idrossido di bario, abbiamo la seguente equazione di reazione molecolare:

2HCl+ Ba(OH)2 = BaCl2 + 2H2O

L'acido cloridrico, l'idrossido di bario e il cloruro di bario sono elettroliti forti, cioè esistono in soluzione principalmente sotto forma di ioni. L'acqua, come discusso sopra, è un elettrolita debole, cioè esiste in soluzione quasi solo sotto forma di molecole. Così, equazione ionica completa Questa reazione sarà simile alla seguente:

2H + + 2Cl − + Ba 2+ + 2OH − = Ba 2+ + 2Cl − + 2H 2 O

Cancelliamo gli stessi ioni a sinistra e a destra e otteniamo:

2H + + 2OH − = 2H 2 O

Dividendo sia il lato sinistro che quello destro per 2, otteniamo:

H + + OH − = H 2 O,

Ricevuto equazione ionica abbreviata coincide completamente con l'equazione ionica abbreviata per l'interazione tra acido nitrico e idrossido di potassio.

Quando componi equazioni ioniche sotto forma di ioni, scrivi solo le formule:

1) acidi forti (HCl, HBr, HI, H 2 SO 4, HNO 3, HClO 4) (l'elenco degli acidi forti va imparato!)

2) basi forti (idrossidi di alcali (ALM) e metalli alcalino terrosi (ALM))

3) sali solubili

Le formule sono scritte in forma molecolare:

1) Acqua H2O

2) Acidi deboli (H 2 S, H 2 CO 3, HF, HCN, CH 3 COOH (e altri, quasi tutti organici))

3) Basi deboli (NH 4 OH e quasi tutti gli idrossidi metallici tranne i metalli alcalini e i metalli alcalini

4) Sali poco solubili (↓) (“M” o “H” nella tabella di solubilità).

5) Ossidi (e altre sostanze che non sono elettroliti)

Proviamo a scrivere l'equazione tra idrossido di ferro (III) e acido solforico. In forma molecolare, l'equazione della loro interazione è scritta come segue:

2Fe(OH)3 + 3H2SO4 = Fe2 (SO4)3 + 6H2O

L'idrossido di ferro (III) corrisponde alla designazione "H" nella tabella di solubilità, che ci informa sulla sua insolubilità, cioè nell'equazione ionica deve essere scritto per intero, cioè come Fe(OH) 3 . Acido solforicoÈ solubile e appartiene agli elettroliti forti, cioè esiste in soluzione principalmente in uno stato dissociato. Il solfato di ferro (III), come quasi tutti gli altri sali, è un elettrolita forte e, poiché è solubile in acqua, deve essere scritto come ione nell'equazione ionica. Tenendo conto di tutto quanto sopra, otteniamo un'equazione ionica completa della seguente forma:

2Fe(OH) 3 + 6H + + 3SO 4 2- = 2Fe 3+ + 3SO 4 2- + 6H 2 O

Riducendo gli ioni solfato a sinistra e a destra, otteniamo:

2Fe(OH)3 + 6H + = 2Fe3+ + 6H2O

Dividendo entrambi i lati dell'equazione per 2 otteniamo l'equazione ionica abbreviata:

Fe(OH)3 + 3H + = Fe3+ + 3H2O

Ora diamo un'occhiata alla reazione di scambio ionico che produce un precipitato. Ad esempio, l'interazione di due sali solubili:

Tutti e tre i sali - carbonato di sodio, cloruro di calcio, cloruro di sodio e carbonato di calcio (sì, anche quello) - sono elettroliti forti e tutti tranne il carbonato di calcio sono solubili in acqua, cioè sono coinvolti in questa reazione sotto forma di ioni:

2Na + + CO 3 2- + Ca 2+ + 2Cl − = CaCO 3 ↓+ 2Na + + 2Cl −

Cancellando gli stessi ioni a sinistra e a destra in questa equazione, otteniamo l'equazione ionica abbreviata:

CO32- + Ca2+ = CaCO3↓

L'ultima equazione riflette la ragione dell'interazione delle soluzioni di carbonato di sodio e cloruro di calcio. Gli ioni calcio e ioni carbonato si combinano in molecole neutre di carbonato di calcio che, quando combinate tra loro, danno origine a piccoli cristalli di precipitato CaCO 3 di struttura ionica.

Nota importante superamento dell'Esame di Stato Unificato in chimica Affinché la reazione del sale1 con sale2 possa procedere, oltre ai requisiti di base per il verificarsi di reazioni ioniche (gas, sedimento o acqua nei prodotti di reazione), tali reazioni sono soggette a un altro requisito: i sali iniziali devono essere solubili . Cioè, ad esempio, CuS + Fe(NO3) 2 ≠ FeS + Cu(NO3) 2 nessuna reazione peròFeS – potrebbe potenzialmente formare un precipitato, perché insolubile. Il motivo per cui la reazione non procede è l'insolubilità di uno dei sali di partenza (CuS). Ma, ad esempio, Na2CO3 + CaCl2 = CaCO3 ↓+ 2NaCl si verifica perché il carbonato di calcio è insolubile e i sali di partenza sono solubili. Lo stesso vale per l'interazione dei sali con le basi. Oltre ai requisiti fondamentali per il verificarsi delle reazioni di scambio ionico, affinché un sale possa reagire con una base, è necessaria la solubilità di entrambi. Così: Cu(OH)2 + Na2S – non perde, PerchéCu(OH) 2 è insolubile, sebbene sia un prodotto potenzialeCuS sarebbe un precipitato. Ecco la reazione traNaOH eCu(NO 3) 2 procede, quindi entrambe le sostanze di partenza sono solubili e danno un precipitatoCu(OH) 2: 2NaOH + Cu(NO3)2 = Cu(OH)2 ↓+ 2NaNO3 Attenzione! In nessun caso si dovrebbe estendere il requisito della solubilità delle sostanze di partenza oltre le reazioni sale1 + sale2 e sale + base. Con gli acidi, ad esempio, questo requisito non è necessario. In particolare tutti gli acidi solubili reagiscono bene con tutti i carbonati, compresi quelli insolubili. In altre parole: 1) Sale1 + sale2: la reazione avviene se i sali originali sono solubili, ma nei prodotti è presente un precipitato 2) Sale + idrossido di metallo: la reazione avviene se le sostanze di partenza sono solubili e i prodotti contengono sedimenti o idrossido di ammonio.

Consideriamo la terza condizione per il verificarsi delle reazioni di scambio ionico: la formazione di gas. A rigor di termini, solo come risultato dello scambio ionico, la formazione di gas è possibile solo in rari casi, ad esempio durante la formazione di gas di idrogeno solforato:

K2S + 2HBr = 2KBr + H2S

Nella maggior parte degli altri casi, il gas si forma a seguito della decomposizione di uno dei prodotti della reazione di scambio ionico. Ad esempio, è necessario sapere con certezza nell'ambito dell'esame di stato unificato che con la formazione di gas, a causa dell'instabilità, prodotti come H 2 CO 3, NH 4 OH e H 2 SO 3 si decompongono:

H2CO3 = H2O + CO2

NH4OH = H2O + NH3

H2SO3 = H2O + SO2

In altre parole, se uno scambio ionico produce acido carbonico, idrossido di ammonio o acido solforoso, la reazione di scambio ionico procede per la formazione di un prodotto gassoso:

Scriviamo le equazioni ioniche per tutte le reazioni di cui sopra che portano alla formazione di gas. 1) Per la reazione:

K2S + 2HBr = 2KBr + H2S

Il solfuro di potassio e il bromuro di potassio saranno scritti in forma ionica, perché sono sali solubili, così come l'acido bromidrico, perché si riferisce ad acidi forti. L'idrogeno solforato, essendo un gas scarsamente solubile e che si dissocia scarsamente in ioni, verrà scritto in forma molecolare:

2K + + S 2- + 2H + + 2Br — = 2K + + 2Br — + H 2 S

Riducendo gli ioni identici otteniamo:

S2- + 2H + = H2S

2) Per l'equazione:

Na2CO3 + H2SO4 = Na2SO4 + H2O + CO2

In forma ionica, Na 2 CO 3, Na 2 SO 4 saranno scritti come sali altamente solubili e H 2 SO 4 come un acido forte. L'acqua è una sostanza scarsamente dissociabile e la CO 2 non è affatto un elettrolita, quindi le loro formule saranno scritte in forma molecolare:

2Na + + CO 3 2- + 2H + + SO 4 2- = 2Na + + SO 4 2 + H 2 O + CO 2

CO32- + 2H + = H2O + CO2

3) per l'equazione:

NH4NO3 + KOH = KNO3 + H2O + NH3

Le molecole di acqua e ammoniaca verranno scritte per intero, e NH 4 NO 3, KNO 3 e KOH verranno scritte in forma ionica, perché tutti i nitrati sono sali altamente solubili e KOH è un idrossido di metallo alcalino, cioè base forte:

NH 4 + + NO 3 − + K + + OH − = K + + NO 3 − + H 2 O + NH 3

NH4 + + OH − = H2O + NH3

Per l'equazione:

Na2SO3 + 2HCl = 2NaCl + H2O + SO2

L'equazione completa e abbreviata sarà simile a:

2Na + + SO 3 2- + 2H + + 2Cl − = 2Na + + 2Cl − + H 2 O + SO 2

Bilanciare l'equazione molecolare completa. Prima di scrivere l'equazione ionica, l'equazione molecolare originale deve essere bilanciata. Per fare ciò, è necessario posizionare i coefficienti appropriati davanti ai composti, in modo che il numero di atomi di ciascun elemento sul lato sinistro sia uguale al loro numero sul lato destro dell'equazione.

• Scrivi il numero di atomi di ciascun elemento su entrambi i lati dell'equazione.
• Aggiungi i coefficienti davanti agli elementi (eccetto ossigeno e idrogeno) in modo che il numero di atomi di ciascun elemento sui lati sinistro e destro dell'equazione sia lo stesso.
• Bilanciare gli atomi di idrogeno.
• Bilanciare gli atomi di ossigeno.
• Conta il numero di atomi di ciascun elemento su entrambi i lati dell'equazione e assicurati che sia lo stesso.
• Ad esempio, dopo aver bilanciato l'equazione Cr + NiCl 2 --> CrCl 3 + Ni, otteniamo 2Cr + 3NiCl 2 --> 2CrCl 3 + 3Ni.

Determinare lo stato di ciascuna sostanza che partecipa alla reazione. Questo può spesso essere giudicato dalle condizioni del problema. Esistono alcune regole che aiutano a determinare in quale stato si trova un elemento o una connessione.

Determina quali composti si dissociano (si separano in cationi e anioni) in soluzione. Dopo la dissociazione, un composto si scompone in componenti positivi (cationi) e negativi (anioni). Questi componenti entreranno quindi nell'equazione ionica della reazione chimica.

Calcolare la carica di ciascuno ione dissociato. Ricorda che i metalli formano cationi caricati positivamente e gli atomi non metallici si trasformano in anioni negativi. Determinare le cariche degli elementi utilizzando la tavola periodica. È inoltre necessario bilanciare tutte le cariche nei composti neutri.

Riscrivi l'equazione in modo che tutti i composti solubili siano separati in singoli ioni. Tutto ciò che si dissocia o ionizza (come gli acidi forti) si dividerà in due ioni separati. In questo caso, la sostanza rimarrà allo stato disciolto ( rr). Controlla che l'equazione sia bilanciata.

• Solidi, liquidi, gas, acidi deboli e composti ionici con bassa solubilità non cambieranno il loro stato e non si separeranno in ioni. Lasciali così come sono.
• I composti molecolari si disperderanno semplicemente nella soluzione e il loro stato cambierà in disciolto ( rr). Ci sono tre composti molecolari che Non entrerà nello stato ( rr), questo è CH 4( G), C3H8 ( G) e C8H18( E) .
• Per la reazione in esame, l’equazione ionica completa sarà scritta nella seguente forma: 2Cr ( TV) + 3Ni2+ ( rr) + 6Cl - ( rr) --> 2Cr 3+ ( rr) + 6Cl - ( rr) + 3Ni ( TV). Se il cloro non fa parte del composto, si scompone in singoli atomi, quindi abbiamo moltiplicato il numero di ioni Cl per 6 su entrambi i lati dell'equazione.

Combina gli stessi ioni sui lati sinistro e destro dell'equazione. Puoi cancellare solo quegli ioni che sono completamente identici su entrambi i lati dell'equazione (hanno le stesse cariche, pedici, ecc.). Riscrivi l'equazione senza questi ioni.

• Nel nostro esempio, entrambi i lati dell'equazione contengono 6 ioni Cl -, che possono essere barrati. Pertanto, otteniamo una breve equazione ionica: 2Cr ( TV) + 3Ni2+ ( rr) --> 2Cr 3+ ( rr) + 3Ni ( TV) .
• Controlla il risultato. Le cariche totali sui lati sinistro e destro dell'equazione ionica devono essere uguali.

Quando un acido forte viene neutralizzato da una base forte, per ogni mole di acqua formata viene rilasciato circa il calore:

Ciò suggerisce che tali reazioni siano ridotte a un processo. Otterremo un'equazione per questo processo se consideriamo più in dettaglio una delle reazioni indicate, ad esempio la prima. Riscriviamo la sua equazione, scrivendo gli elettroliti forti in forma ionica, poiché esistono in soluzione sotto forma di ioni, e gli elettroliti deboli in forma molecolare, poiché sono in soluzione principalmente sotto forma di molecole (l'acqua è un elettrolita molto debole, vedi § 90):

Considerando l'equazione risultante, vediamo che gli ioni non hanno subito cambiamenti durante la reazione. Pertanto, riscriveremo nuovamente l'equazione, eliminando questi ioni da entrambi i lati dell'equazione. Otteniamo:

Pertanto, le reazioni di neutralizzazione di qualsiasi acido forte con qualsiasi base forte si riducono allo stesso processo: la formazione di molecole d'acqua da ioni idrogeno e ioni idrossido. E' chiaro effetti termici anche queste reazioni dovrebbero essere le stesse.

A rigor di termini, la reazione della formazione dell'acqua dagli ioni è reversibile, il che può essere espresso dall'equazione

Tuttavia, come vedremo in seguito, l’acqua è un elettrolita molto debole e si dissocia solo in misura trascurabile. In altre parole, l'equilibrio tra molecole d'acqua e ioni è fortemente spostato verso la formazione di molecole. Pertanto, in pratica, la reazione di neutralizzazione di un acido forte con una base forte procede fino al completamento.

Quando si mescola una soluzione di qualsiasi sale d'argento con acido cloridrico o con una soluzione di uno qualsiasi dei suoi sali, si forma sempre un caratteristico precipitato bianco di formaggio di cloruro d'argento:

Anche tali reazioni si riducono a un processo. Per ottenere la sua equazione ionico-molecolare riscriviamo, ad esempio, l'equazione della prima reazione, scrivendo gli elettroliti forti, come nell'esempio precedente, in forma ionica, e la sostanza nel sedimento in forma molecolare:

Come si può vedere, gli ioni non subiscono cambiamenti durante la reazione. Pertanto li escludiamo e riscriviamo nuovamente l'equazione:

Questa è l'equazione ione-molecolare del processo in esame.

Anche qui bisogna tenere presente che il precipitato del cloruro d'argento è in equilibrio con gli ioni in soluzione, per cui il processo espresso dall'ultima equazione è reversibile:

Tuttavia, a causa della bassa solubilità del cloruro d'argento, questo equilibrio è fortemente spostato a destra. Pertanto, possiamo supporre che la reazione di formazione degli ioni sia quasi completata.

La formazione di un precipitato sarà sempre osservata quando ci sono concentrazioni significative di e ioni in una soluzione. Pertanto, con l'aiuto degli ioni d'argento è possibile rilevare la presenza di ioni in una soluzione e, al contrario, con l'aiuto degli ioni cloruro, la presenza di ioni d'argento; Uno ione può fungere da reagente su uno ione e uno ione può fungere da reagente su uno ione.

In futuro, utilizzeremo ampiamente la forma ionica-molecolare per scrivere equazioni per reazioni che coinvolgono elettroliti.

Per elaborare le equazioni ione-molecolari è necessario sapere quali sali sono solubili in acqua e quali sono praticamente insolubili. Caratteristiche generali La solubilità dei sali più importanti in acqua è riportata in Tabella. 15.

Tabella 15. Solubilità dei sali più importanti in acqua

Le equazioni ionico-molecolari aiutano a comprendere le caratteristiche delle reazioni tra elettroliti. Consideriamo, ad esempio, diverse reazioni che si verificano con la partecipazione di acidi e basi deboli.

Come già accennato, la neutralizzazione di qualsiasi acido forte da parte di qualsiasi base forte è accompagnata dallo stesso effetto termico, poiché si tratta dello stesso processo: la formazione di molecole d'acqua da ioni idrogeno e ioni idrossido.

Tuttavia, quando si neutralizza un acido forte con una base debole, o un acido debole con una base forte o debole, gli effetti termici sono diversi. Scriviamo equazioni ione-molecolari per tali reazioni.

Neutralizzazione di un acido debole (acido acetico) con una base forte (idrossido di sodio):

Qui, gli elettroliti forti sono l'idrossido di sodio e il sale risultante, mentre gli elettroliti deboli sono l'acido e l'acqua:

Come si può vedere, solo gli ioni sodio non subiscono modifiche durante la reazione. Pertanto, l’equazione ione-molecolare ha la forma:

Neutralizzazione di un acido forte (azoto) con una base debole (idrossido di ammonio):

Qui dobbiamo scrivere l'acido e il sale risultante sotto forma di ioni, e idrossido di ammonio e acqua sotto forma di molecole:

Gli ioni non subiscono modifiche. Omettendoli, otteniamo l'equazione ionico-molecolare:

Neutralizzazione di un acido debole (acido acetico) con una base debole (idrossido di ammonio):

In questa reazione, tutte le sostanze tranne quelle formate sono elettroliti deboli. Pertanto, la forma ionico-molecolare dell'equazione è simile a:

Confrontando tra loro le equazioni ionico-molecolari ottenute, vediamo che sono tutte diverse. Pertanto è chiaro che anche i calori delle reazioni considerate sono diversi.

Come già indicato, le reazioni di neutralizzazione degli acidi forti ragioni forti, durante il quale gli ioni idrogeno e gli ioni idrossido si combinano per formare una molecola d'acqua, procedono quasi fino al completamento. Le reazioni di neutralizzazione, in cui almeno una delle sostanze di partenza è un elettrolita debole e in cui sono presenti molecole di sostanze debolmente associate non solo a destra, ma anche a sinistra dell'equazione ionico-molecolare, non procedono fino al completamento .

Raggiungono uno stato di equilibrio in cui il sale coesiste con l'acido e la base da cui si è formato. Pertanto, è più corretto scrivere le equazioni di tali reazioni come reazioni reversibili.

Nelle soluzioni elettrolitiche, le reazioni avvengono tra ioni idrati, motivo per cui vengono chiamate reazioni ioniche. verso di loro importante hanno la natura e la forza del legame chimico nei prodotti di reazione. Tipicamente, lo scambio di soluzioni elettrolitiche determina la formazione di un composto con un legame chimico più forte. Pertanto, quando le soluzioni di sali di cloruro di bario BaCl 2 e solfato di potassio K 2 SO 4 interagiscono, la miscela conterrà quattro tipi di ioni idratati Ba 2 + (H 2 O)n, Cl - (H 2 O)m, K + ( H 2 O) p, SO 2 -4 (H 2 O)q, tra i quali la reazione avverrà secondo l'equazione:

BaCl2 +K2SO4 =BaSO4 +2КCl

Il solfato di bario precipiterà sotto forma di precipitato, nei cui cristalli legame chimico tra gli ioni Ba 2+ e SO 2- 4 è più forte del legame con le molecole d'acqua che li idratano. La connessione tra gli ioni K+ e Cl - supera solo di poco la somma delle loro energie di idratazione, quindi la collisione di questi ioni non porterà alla formazione di un precipitato.

Pertanto si può fare uscita successiva. Durante l'interazione di tali ioni si verificano reazioni di scambio, l'energia di legame tra le quali nel prodotto di reazione è molto maggiore della somma delle loro energie di idratazione.

Le reazioni di scambio ionico sono descritte da equazioni ioniche. I composti scarsamente solubili, volatili e leggermente dissociati sono scritti in forma molecolare. Se durante l'interazione delle soluzioni elettrolitiche non si forma nessuno dei tipi di composti indicati, ciò significa che praticamente non avviene alcuna reazione.

Formazione di composti scarsamente solubili

Ad esempio, l'interazione tra carbonato di sodio e cloruro di bario sotto forma di un'equazione molecolare verrà scritta come segue:

Na 2 CO 3 + BaCl 2 = BaCO 3 + 2NaCl o nella forma:

2Na + +CO 2- 3 +Ba 2+ +2Сl - = BaCO 3 + 2Na + +2Сl -

Hanno reagito solo gli ioni Ba 2+ e CO -2, lo stato degli ioni rimanenti non è cambiato, quindi la breve equazione ionica assumerà la forma:

CO2- 3 +Ba2+ =BaCO3

Formazione di sostanze volatili

L'equazione molecolare per l'interazione del carbonato di calcio e dell'acido cloridrico sarà scritta come segue:

CaCO3+2HCl=CaCl2+H2O+CO2

Uno dei prodotti della reazione, l'anidride carbonica CO 2, è stato rilasciato dalla sfera di reazione sotto forma di gas. L'equazione ionica espansa è:

CaCO3 +2H + +2Cl - = Ca2+ +2Cl - +H2O+CO2

Il risultato della reazione è descritto dalla seguente breve equazione ionica:

CaCO3+2H + =Ca2+ +H2O+CO2

Formazione di un composto leggermente dissociato

Un esempio di tale reazione è qualsiasi reazione di neutralizzazione, che porta alla formazione di acqua, un composto leggermente dissociato:

NaOH+HCl=NaCl+H2O

Na + +OH-+H + +Cl - = Na + +Cl - +H2O

OH-+H+=H2O

Dalla breve equazione ionica segue che il processo è espresso nell'interazione degli ioni H+ e OH-.

Tutti e tre i tipi di reazioni procedono irreversibilmente fino al completamento.

Se si uniscono soluzioni, ad esempio, di cloruro di sodio e nitrato di calcio, allora, come mostra l'equazione ionica, non si verificherà alcuna reazione, poiché non si forma né precipitato, né gas, né composto a bassa dissociazione:

Utilizzando la tabella di solubilità, stabiliamo che AgNO 3, KCl, KNO 3 sono composti solubili, AgCl è una sostanza insolubile.

Creiamo un'equazione ionica per la reazione tenendo conto della solubilità dei composti:

Una breve equazione ionica rivela l'essenza della trasformazione chimica in atto. Si può vedere che solo gli ioni Ag+ e Cl - hanno effettivamente preso parte alla reazione. Gli ioni rimanenti sono rimasti invariati.

Esempio 2. Costruire un'equazione molecolare e ionica per la reazione tra: a) cloruro di ferro (III) e idrossido di potassio; b) solfato di potassio e ioduro di zinco.

a) Componiamo l'equazione molecolare per la reazione tra FeCl 3 e KOH:

Utilizzando la tabella di solubilità, stabiliamo che dei composti risultanti, solo l'idrossido di ferro Fe(OH) 3 è insolubile. Componiamo l'equazione ionica della reazione:

L'equazione ionica mostra che i coefficienti di 3 nell'equazione molecolare sono ugualmente appartengono agli ioni. Questo regola generale elaborazione di equazioni ioniche. Rappresentiamo l'equazione di reazione in forma ionica breve:

Questa equazione mostra che solo gli ioni Fe3+ e OH- hanno preso parte alla reazione.

b) Creiamo un'equazione molecolare per la seconda reazione:

K2SO4 + ZnI2 = 2KI + ZnSO4

Dalla tabella di solubilità risulta che i composti di partenza e quelli risultanti sono solubili, quindi la reazione è reversibile e non giunge a completamento. Qui infatti non si forma né precipitato, né composto gassoso, né composto leggermente dissociato. Creiamo un'equazione ionica completa per la reazione:

2K + +SO 2- 4 +Zn 2+ +2I - + 2K + + 2I - +Zn 2+ +SO 2- 4

Esempio 3. Usando l'equazione ionica: Cu 2+ +S 2- -= CuS, crea un'equazione molecolare per la reazione.

L'equazione ionica mostra che sul lato sinistro dell'equazione devono esserci molecole di composti contenenti ioni Cu 2+ e S 2-. Queste sostanze devono essere solubili in acqua.

Secondo la tabella di solubilità, selezioneremo due composti solubili, che includono il catione Cu 2+ e l'anione S 2-. Creiamo un'equazione molecolare per la reazione tra questi composti:

CuSO4+Na2S CuS+Na2SO4