Reaksietipes, oplosbaarheidsriglyne en netto ioniese vergelykings

Drie dryfkragte agter waterige reaksies

Wanneer twee oplossings gemeng word, vind 'n reaksie slegs plaas as iets ione uit die oplossing verwyder of elektrone beweeg. Vra drie vrae. Vorm 'n katioon uit die een oplossing en 'n anioon uit die ander 'n verbinding met lae oplosbaarheid? Dra 'n suur 'n proton oor na 'n basis en vorm water of 'n ander swak elektroliet? Verander enige atome van oksidasiegetal, sodat elektrone van een spesie na 'n ander oorgaan?

'n Ja op die eerste vraag beteken 'n neerslagreaksie, 'n ja op die tweede 'n suur-basisreaksie, en 'n ja op die derde 'n redoksreaksie. Gasvormende reaksies soos HCO₃⁻(aq) + H⁺(aq) → H₂O(l) + CO₂(g) word gewoonlik onder suur-basis ingedeel omdat die eerste stap protonoordrag is. Verbranding en die verplasing van een metaal deur 'n ander is redoksreaksies.

Die families sluit mekaar nie uit nie. Wanneer waterige bariumhidroksied swaelsuur neutraliseer, Ba(OH)₂(aq) + H₂SO₄(aq) → BaSO₄(s) + 2H₂O(l), vorm water en 'n onoplosbare sulfaat slaan in dieselfde reaksie neer.

Besluit watter spesies as ione geskryf word

'n Netto ioniese vergelyking hang daarvan af om te weet watter stowwe as geskeide ione in water bestaan. Sterk elektroliete dissosieer feitlik volledig: oplosbare ioniese verbindings, sterk sure en sterk basisse. Skryf hierdie as ione wanneer hulle (aq) benoem is. Alles anders behou sy formule: vaste stowwe, vloeistowwe, gasse, swak sure, swak basisse en molekulêre opgeloste stowwe soos glukose.

Die algemene sterk sure is HCl, HBr, HI, HNO₃, HClO₄ en H₂SO₄ (vir sy eerste proton). Behandel byna elke ander suur wat jy in algemene chemie teëkom, insluitend HF, asynsuur (CH₃COOH) en koolsuur, as swak, en hou dit as 'n molekuul. Die sterk basisse is die groep 1-hidroksiede en die swaarder groep 2-hidroksiede. Ammoniak is 'n swak basis en bly as NH₃(aq).

Poliatomiese ione bly ongeskonde wanneer 'n verbinding dissosieer. Waterige kaliumchromaat gee 2K⁺(aq) en CrO₄²⁻(aq), nie afsonderlike kalium-, chroom- en suurstofione nie.

Die oplosbaarheidsriglyne toepas

Die oplosbaarheidsriglyne som waargenome patrone vir ioniese verbindings in water naby kamertemperatuur op. Oplosbaar beteken 'n bruikbare hoeveelheid los op; onoplosbaar beteken die oplosbaarheid is laag genoeg dat 'n vaste stof vorm wanneer die ione by gewone laboratoriumkonsentrasies ontmoet. Geen ioniese verbinding het 'n oplosbaarheid van presies nul nie. Die lys hieronder is gebaseer op Tabel 4.1 in OpenStax Chemistry 2e, afdeling 4.2.

Om 'n neerslag te voorspel, lys elke ioon wat na menging teenwoordig is, en paar dan elke katioon met elke anioon waarmee dit nie begin het nie. As enige nuwe paring in 'n onoplosbare kategorie val, slaan daardie verbinding neer. As elke moontlike paring oplosbaar is, soos wanneer kaliumnitraat- en natriumchloriedoplossings gemeng word, bestaan die ione eenvoudig saam en is daar geen netto reaksie nie.

• Verbindings van groep 1-katione (Li⁺, Na⁺, K⁺, Rb⁺, Cs⁺) en van NH₄⁺ is oplosbaar.
• Nitrate, asetate, waterstofkarbonate en chlorate is oplosbaar.
• Chloriede, bromiede en jodiede is oplosbaar behalwe dié van Ag⁺, Hg₂²⁺ en Pb²⁺.
• Fluoriede is oplosbaar behalwe dié van Mg²⁺, Ca²⁺, Sr²⁺, Ba²⁺, Pb²⁺ en Fe³⁺.
• Sulfate is oplosbaar behalwe dié van Ag⁺, Ba²⁺, Ca²⁺, Hg₂²⁺, Pb²⁺ en Sr²⁺.
• Karbonate, chromate, fosfate en sulfiede is onoplosbaar behalwe met groep 1-katione en NH₄⁺.
• Hidroksiede is onoplosbaar behalwe met groep 1-katione en Ba²⁺; Ca(OH)₂ en Sr(OH)₂ is effens oplosbaar.

Die netto ioniese vergelyking stap vir stap bou

Elke stap het 'n rede. Om die molekulêre vergelyking eerste te balanseer waarborg die atoomtellings. Om sterk elektroliete te verdeel wys wat werklik in die bekerglas teenwoordig is. Om toeskouerione te kanselleer verwyder spesies wat onveranderd aan albei kante voorkom en nie aan die verandering deelneem nie.

Die ladingskontrole vang foute wat 'n atoomtelling mis. 'n Netto ioniese vergelyking kan 'n nie-nul totale lading dra, maar daardie lading moet aan albei kante dieselfde wees, omdat lading behoue bly net soos atome.

• Skryf die gebalanseerde molekulêre vergelyking met 'n toestandsimbool by elke formule.
• Herskryf elke (aq) sterk elektroliet as afsonderlike ione, en vermenigvuldig met beide die onderskrif en die koëffisiënt.
• Streep ione deur wat onveranderd aan albei kante voorkom. Dit is die toeskouerione.
• Verminder die oorblywende koëffisiënte tot die kleinste heelgetalle.
• Kontroleer dat elke element en die totale lading balanseer.

Uitgewerkte voorbeeld: silwerchromaat neerslaan

Jy meng 18.0 mL van 0.0850 mol/L kaliumchromaat met oormaat waterige silwernitraat. Die nuwe paringe is Ag⁺ met CrO₄²⁻ en K⁺ met NO₃⁻. Silwer is nie 'n groep 1-katioon nie, dus slaan rooibruin silwerchromaat neer; kaliumnitraat bly opgelos. Molekulêre vergelyking: 2AgNO₃(aq) + K₂CrO₄(aq) → Ag₂CrO₄(s) + 2KNO₃(aq). Volledige ioniese vergelyking: 2Ag⁺(aq) + 2NO₃⁻(aq) + 2K⁺(aq) + CrO₄²⁻(aq) → Ag₂CrO₄(s) + 2K⁺(aq) + 2NO₃⁻(aq). Kansellasie van K⁺ en NO₃⁻ gee die netto ioniese vergelyking 2Ag⁺(aq) + CrO₄²⁻(aq) → Ag₂CrO₄(s). Ladingskontrole: 2(+1) + (−2) = 0 links, en 0 regs.

Om die massa neerslag te vind, gebruik IUPAC-standaardatoomgewigte afgerond tot twee desimale plekke: Ag 107.87, Cr 52.00, O 16.00. Die molêre massa van Ag₂CrO₄ is 2(107.87) + 52.00 + 4(16.00) = 331.74 g/mol. Mol chromaat = 0.0180 L × 0.0850 mol/L = 1.53 × 10⁻³ mol, en die netto ioniese vergelyking gee 1 mol Ag₂CrO₄ per 1 mol CrO₄²⁻. Massa = 1.53 × 10⁻³ mol × 331.74 g/mol = 0.508 g. Albei gemete hoeveelhede het drie beduidende syfers, dus het die antwoord dit ook.

Uitgewerkte voorbeelde: 'n swak suur en 'n metaal in oplossing

Waterige asynsuur reageer met waterige natriumhidroksied: CH₃COOH(aq) + NaOH(aq) → CH₃COONa(aq) + H₂O(l). Asynsuur is swak, dus bly dit molekulêr, terwyl NaOH en natriumasetaat sterk elektroliete is. Nadat Na⁺ gekanselleer is, is die netto ioniese vergelyking CH₃COOH(aq) + OH⁻(aq) → CH₃COO⁻(aq) + H₂O(l). Vergelyk salpetersuur met kaliumhidroksied, waar albei reaktante sterk is en die netto ioniese vergelyking krimp tot H⁺(aq) + OH⁻(aq) → H₂O(l).

'n Strook nikkel in silwernitraatoplossing word met silwerkristalle bedek. Nikkel gaan van 0 na +2 en silwer van +1 na 0, dus is dit redoks; nitraat is 'n toeskouer. Die netto ioniese vergelyking is Ni(s) + 2Ag⁺(aq) → Ni²⁺(aq) + 2Ag(s). Die koëffisiënt 2 word deur lading vereis, nie deur atome nie: Ni(s) + Ag⁺(aq) → Ni²⁺(aq) + Ag(s) balanseer elke element maar het 'n totale lading van +1 links en +2 regs.

Algemene foute in ioniese vergelykings en hoe om hulle te vang

Die meeste foute kom van die skryf van die verkeerde spesie, nie van rekenkunde nie. Voordat jy enigiets kanselleer, vra of elke formule werklik as afsonderlike ione in water bestaan.

Lees as laaste kontrole die netto ioniese vergelyking as 'n fisiese gebeurtenis. Twee silwerione en een chromaation wat 'n vaste stof vorm, is iets wat jy kan dophou; 'n vergelyking wat net opgeloste ione tussen vennote omruil, beskryf niks nie.

• 'n Swak suur verdeel: HF(aq) bly molekulêr. Vergelyk enige suur met die ses sterk sure.
• 'n Neerslag verdeel: 'n formule wat (s) benoem is, bly heel al is die vaste stof ionies.
• 'n Poliatomiese ioon uitmekaar breek: hou NO₃⁻, SO₄²⁻ en CrO₄²⁻ ongeskonde.
• Onderskrifte verkeerd plaas: K₂CrO₄ gee 2K⁺; daar is geen K₂⁺-ioon nie.
• Kwik(I) as Hg⁺ behandel: dit bestaan as die diatomiese Hg₂²⁺-katioon.
• Koëffisiënte onverminderd laat, soos 4Ag⁺ + 2CrO₄²⁻ → 2Ag₂CrO₄.
• 'n Netto ioniese vergelyking skryf wanneer elke paring oplosbaar is en geen water, swak elektroliet of gas vorm nie, en niks geoksideer of gereduseer word nie. Die korrekte antwoord is geen reaksie.