Typy reakcí, pravidla rozpustnosti a iontové rovnice v čisté podobě

Tři hnací síly vodných reakcí

Když smísíte dva roztoky, reakce proběhne jen tehdy, pokud něco odstraní ionty z roztoku nebo přenese elektrony. Položte si tři otázky. Tvoří kation z jednoho roztoku a anion z druhého sloučeninu s nízkou rozpustností? Předá kyselina proton zásadě za vzniku vody nebo jiného slabého elektrolytu? Mění některé atomy oxidační číslo, takže elektrony přecházejí z jedné částice na druhou?

Ano u první otázky znamená srážecí reakci, ano u druhé acidobazickou reakci a ano u třetí redoxní reakci. Reakce, při nichž vzniká plyn, například HCO₃⁻(aq) + H⁺(aq) → H₂O(l) + CO₂(g), se obvykle řadí mezi acidobazické, protože prvním krokem je přenos protonu. Spalování a vytěsnění jednoho kovu jiným jsou redoxní reakce.

Tyto skupiny se navzájem nevylučují. Když vodný hydroxid barnatý neutralizuje kyselinu sírovou, Ba(OH)₂(aq) + H₂SO₄(aq) → BaSO₄(s) + 2H₂O(l), vzniká voda a v téže reakci se sráží nerozpustný síran.

Rozhodnutí, které částice zapsat jako ionty

Iontová rovnice v čisté podobě závisí na tom, které látky ve vodě existují jako oddělené ionty. Silné elektrolyty disociují prakticky úplně: rozpustné iontové sloučeniny, silné kyseliny a silné zásady. Zapisujte je jako ionty, jsou-li označeny (aq). Všechno ostatní si ponechává vzorec: pevné látky, kapaliny, plyny, slabé kyseliny, slabé zásady a molekulové rozpuštěné látky, například glukosa.

Běžné silné kyseliny jsou HCl, HBr, HI, HNO₃, HClO₄ a H₂SO₄ (pro první proton). Téměř všechny ostatní kyseliny, s nimiž se v obecné chemii setkáte, včetně HF, kyseliny octové (CH₃COOH) a kyseliny uhličité, považujte za slabé a ponechte je jako molekuly. Silné zásady jsou hydroxidy 1. skupiny a těžší hydroxidy 2. skupiny. Amoniak je slabá zásada a zůstává jako NH₃(aq).

Víceatomové ionty zůstávají při disociaci sloučeniny nedotčeny. Vodný chroman draselný dává 2K⁺(aq) a CrO₄²⁻(aq), nikoli samostatné ionty draslíku, chromu a kyslíku.

Používání pravidel rozpustnosti

Pravidla rozpustnosti shrnují pozorované zákonitosti iontových sloučenin ve vodě při teplotě blízké pokojové. Rozpustná znamená, že se rozpustí užitečné množství; nerozpustná znamená, že rozpustnost je tak nízká, že při setkání iontů v běžných laboratorních koncentracích vznikne pevná látka. Žádná iontová sloučenina nemá rozpustnost přesně nulovou. Níže uvedený seznam vychází z Tabulky 4.1 v OpenStax Chemistry 2e, oddíl 4.2.

Chcete-li předpovědět sraženinu, vypište všechny ionty přítomné po smíchání a spárujte každý kation s každým aniontem, s nímž nezačínal. Pokud některé nové spárování spadá do nerozpustné kategorie, tato sloučenina se vysráží. Jsou-li všechna možná spárování rozpustná, jako při smíchání roztoků dusičnanu draselného a chloridu sodného, ionty prostě koexistují a žádná čistá reakce neprobíhá.

• Sloučeniny kationtů 1. skupiny (Li⁺, Na⁺, K⁺, Rb⁺, Cs⁺) a NH₄⁺ jsou rozpustné.
• Dusičnany, octany, hydrogenuhličitany a chlorečnany jsou rozpustné.
• Chloridy, bromidy a jodidy jsou rozpustné, kromě těch s Ag⁺, Hg₂²⁺ a Pb²⁺.
• Fluoridy jsou rozpustné, kromě těch s Mg²⁺, Ca²⁺, Sr²⁺, Ba²⁺, Pb²⁺ a Fe³⁺.
• Sírany jsou rozpustné, kromě těch s Ag⁺, Ba²⁺, Ca²⁺, Hg₂²⁺, Pb²⁺ a Sr²⁺.
• Uhličitany, chromany, fosforečnany a sulfidy jsou nerozpustné, kromě těch s kationty 1. skupiny a NH₄⁺.
• Hydroxidy jsou nerozpustné, kromě těch s kationty 1. skupiny a Ba²⁺; Ca(OH)₂ a Sr(OH)₂ jsou málo rozpustné.

Sestavení iontové rovnice v čisté podobě krok za krokem

Každý krok má svůj důvod. Vyčíslení molekulové rovnice jako prvního kroku zaručí počty atomů. Rozložení silných elektrolytů ukáže, co je v kádince skutečně přítomno. Zkrácení nezúčastněných iontů odstraní částice, které se na obou stranách objevují beze změny a na změně se nepodílejí.

Kontrola náboje zachytí chyby, které počet atomů přehlédne. Iontová rovnice v čisté podobě může mít nenulový celkový náboj, ale ten musí být na obou stranách stejný, protože náboj se zachovává stejně jako atomy.

• Zapište vyčíslenou molekulovou rovnici se symbolem skupenství u každého vzorce.
• Přepište každý silný elektrolyt (aq) jako samostatné ionty, přičemž násobte indexem i koeficientem.
• Škrtněte ionty, které se na obou stranách objevují beze změny. To jsou nezúčastněné ionty.
• Zredukujte zbývající koeficienty na nejmenší celá čísla.
• Zkontrolujte, že každý prvek i celkový náboj jsou vyčísleny.

Řešený příklad: srážení chromanu stříbrného

Smísíte 18.0 mL chromanu draselného o koncentraci 0.0850 mol/L s nadbytkem vodného dusičnanu stříbrného. Nová spárování jsou Ag⁺ s CrO₄²⁻ a K⁺ s NO₃⁻. Stříbro není kation 1. skupiny, takže se vysráží červenohnědý chroman stříbrný; dusičnan draselný zůstává rozpuštěn. Molekulová rovnice: 2AgNO₃(aq) + K₂CrO₄(aq) → Ag₂CrO₄(s) + 2KNO₃(aq). Úplná iontová rovnice: 2Ag⁺(aq) + 2NO₃⁻(aq) + 2K⁺(aq) + CrO₄²⁻(aq) → Ag₂CrO₄(s) + 2K⁺(aq) + 2NO₃⁻(aq). Zkrácením K⁺ a NO₃⁻ dostaneme iontovou rovnici v čisté podobě 2Ag⁺(aq) + CrO₄²⁻(aq) → Ag₂CrO₄(s). Kontrola náboje: 2(+1) + (−2) = 0 vlevo a 0 vpravo.

K určení hmotnosti sraženiny použijte standardní atomové hmotnosti IUPAC zaokrouhlené na dvě desetinná místa: Ag 107.87, Cr 52.00, O 16.00. Molární hmotnost Ag₂CrO₄ je 2(107.87) + 52.00 + 4(16.00) = 331.74 g/mol. Látkové množství chromanu = 0.0180 L × 0.0850 mol/L = 1.53 × 10⁻³ mol a iontová rovnice v čisté podobě dává 1 mol Ag₂CrO₄ na 1 mol CrO₄²⁻. Hmotnost = 1.53 × 10⁻³ mol × 331.74 g/mol = 0.508 g. Obě naměřené veličiny mají tři platné číslice, a proto je má i odpověď.

Řešené příklady: slabá kyselina a kov v roztoku

Vodná kyselina octová reaguje s vodným hydroxidem sodným: CH₃COOH(aq) + NaOH(aq) → CH₃COONa(aq) + H₂O(l). Kyselina octová je slabá, a proto zůstává molekulová, zatímco NaOH a octan sodný jsou silné elektrolyty. Po zkrácení Na⁺ je iontová rovnice v čisté podobě CH₃COOH(aq) + OH⁻(aq) → CH₃COO⁻(aq) + H₂O(l). Porovnejte kyselinu dusičnou s hydroxidem draselným, kde jsou oba reaktanty silné a iontová rovnice v čisté podobě se zkrátí na H⁺(aq) + OH⁻(aq) → H₂O(l).

Plíšek niklu vložený do roztoku dusičnanu stříbrného se pokryje krystaly stříbra. Nikl přechází z 0 na +2 a stříbro z +1 na 0, takže jde o redoxní reakci; dusičnan je nezúčastněný ion. Iontová rovnice v čisté podobě je Ni(s) + 2Ag⁺(aq) → Ni²⁺(aq) + 2Ag(s). Koeficient 2 vyžaduje náboj, nikoli atomy: Ni(s) + Ag⁺(aq) → Ni²⁺(aq) + Ag(s) vyčísluje každý prvek, ale má celkový náboj +1 vlevo a +2 vpravo.

Časté chyby v iontových rovnicích a jak je odhalit

Většina chyb pochází ze zápisu nesprávných částic, nikoli z aritmetiky. Než cokoli zkrátíte, zeptejte se, zda každý vzorec ve vodě skutečně existuje jako oddělené ionty.

Jako poslední kontrolu čtěte iontovou rovnici v čisté podobě jako fyzický děj. Dva ionty stříbra a jeden chromanový ion tvořící pevnou látku je něco, co byste mohli pozorovat; rovnice, která jen vyměňuje rozpuštěné ionty mezi partnery, nepopisuje nic.

• Rozložení slabé kyseliny: HF(aq) zůstává molekulová. Každou kyselinu porovnejte se šesti silnými kyselinami.
• Rozložení sraženiny: vzorec označený (s) zůstává celý, i když je pevná látka iontová.
• Rozbití víceatomového iontu: NO₃⁻, SO₄²⁻ a CrO₄²⁻ ponechte nedotčené.
• Špatné umístění indexů: K₂CrO₄ dává 2K⁺; ion K₂⁺ neexistuje.
• Zacházení s rtutí(I) jako s Hg⁺: existuje jako dvouatomový kation Hg₂²⁺.
• Ponechání nezkrácených koeficientů, například 4Ag⁺ + 2CrO₄²⁻ → 2Ag₂CrO₄.
• Zápis iontové rovnice v čisté podobě, když jsou všechna spárování rozpustná, nevzniká voda, slabý elektrolyt ani plyn a nic se neoxiduje ani neredukuje. Správná odpověď je žádná reakce.