Reaktionstyper, opløselighedsregler og nettoionligninger

Tre drivkræfter bag vandige reaktioner

Når to opløsninger blandes, sker der kun en reaktion, hvis noget fjerner ioner fra opløsningen eller flytter elektroner. Stil tre spørgsmål. Danner en kation fra den ene opløsning og en anion fra den anden en forbindelse med lav opløselighed? Overfører en syre en proton til en base og danner vand eller en anden svag elektrolyt? Ændrer nogle atomer oxidationstal, så elektroner går fra én art til en anden?

Et ja til det første spørgsmål betyder en fældningsreaktion, et ja til det andet en syre–base-reaktion og et ja til det tredje en redoxreaktion. Gasdannende reaktioner som HCO₃⁻(aq) + H⁺(aq) → H₂O(l) + CO₂(g) placeres som regel under syre–base, fordi det første trin er protonoverførsel. Forbrænding og fortrængning af ét metal med et andet er redoxreaktioner.

Familierne udelukker ikke hinanden. Når vandigt bariumhydroxid neutraliserer svovlsyre, Ba(OH)₂(aq) + H₂SO₄(aq) → BaSO₄(s) + 2H₂O(l), dannes der vand, og et uopløseligt sulfat udfældes i samme reaktion.

At afgøre, hvilke arter der skal skrives som ioner

En nettoionligning forudsætter, at man ved, hvilke stoffer der findes som adskilte ioner i vand. Stærke elektrolytter dissocierer stort set fuldstændigt: opløselige ioniske forbindelser, stærke syrer og stærke baser. Skriv dem som ioner, når de er mærket (aq). Alt andet beholder sin formel: faste stoffer, væsker, gasser, svage syrer, svage baser og molekylære opløste stoffer som glucose.

De almindelige stærke syrer er HCl, HBr, HI, HNO₃, HClO₄ og H₂SO₄ (for dens første proton). Behandl næsten enhver anden syre, du møder i den almene kemi, herunder HF, eddikesyre (CH₃COOH) og kulsyre, som svag, og behold den som molekyle. De stærke baser er gruppe 1-hydroxiderne og de tungere gruppe 2-hydroxider. Ammoniak er en svag base og forbliver som NH₃(aq).

Polyatomare ioner forbliver intakte, når en forbindelse dissocierer. Vandigt kaliumchromat giver 2K⁺(aq) og CrO₄²⁻(aq), ikke separate kalium-, chrom- og oxygenioner.

Anvendelse af opløselighedsreglerne

Opløselighedsreglerne opsummerer observerede mønstre for ioniske forbindelser i vand nær stuetemperatur. Opløselig betyder, at en brugbar mængde opløses; uopløselig betyder, at opløseligheden er så lav, at der dannes et fast stof, når ionerne mødes ved almindelige laboratoriekoncentrationer. Ingen ionisk forbindelse har en opløselighed på præcis nul. Listen nedenfor bygger på Table 4.1 i OpenStax Chemistry 2e, afsnit 4.2.

For at forudsige et bundfald opstiller du alle ioner, der er til stede efter blandingen, og parrer derefter hver kation med hver anion, den ikke startede med. Hvis en ny parring falder i en uopløselig kategori, udfældes den forbindelse. Hvis alle mulige parringer er opløselige, som når opløsninger af kaliumnitrat og natriumchlorid blandes, eksisterer ionerne blot side om side, og der er ingen nettoreaktion.

• Forbindelser af gruppe 1-kationer (Li⁺, Na⁺, K⁺, Rb⁺, Cs⁺) og af NH₄⁺ er opløselige.
• Nitrater, acetater, hydrogencarbonater og chlorater er opløselige.
• Chlorider, bromider og iodider er opløselige bortset fra dem af Ag⁺, Hg₂²⁺ og Pb²⁺.
• Fluorider er opløselige bortset fra dem af Mg²⁺, Ca²⁺, Sr²⁺, Ba²⁺, Pb²⁺ og Fe³⁺.
• Sulfater er opløselige bortset fra dem af Ag⁺, Ba²⁺, Ca²⁺, Hg₂²⁺, Pb²⁺ og Sr²⁺.
• Carbonater, chromater, phosphater og sulfider er uopløselige undtagen sammen med gruppe 1-kationer og NH₄⁺.
• Hydroxider er uopløselige undtagen sammen med gruppe 1-kationer og Ba²⁺; Ca(OH)₂ og Sr(OH)₂ er svagt opløselige.

Opbygning af nettoionligningen trin for trin

Hvert trin har en grund. Når den molekylære ligning afstemmes først, er antallet af atomer sikret. Når de stærke elektrolytter opdeles, ser man, hvad der virkelig er til stede i bægerglasset. Når tilskuerioner forkortes væk, fjernes de arter, der optræder uændret på begge sider og ikke deltager i ændringen.

Ladningskontrollen fanger fejl, som en optælling af atomer overser. En nettoionligning kan have en samlet ladning forskellig fra nul, men den ladning skal være den samme på begge sider, fordi ladning bevares, ligesom atomer gør.

• Skriv den afstemte molekylære ligning med en tilstandsangivelse ved hver formel.
• Omskriv hver (aq) stærk elektrolyt som separate ioner, og gang med både indeks og koefficient.
• Stryg de ioner, der optræder uændret på begge sider. Det er tilskuerionerne.
• Forkort de resterende koefficienter til de mindste hele tal.
• Kontrollér, at hvert grundstof og den samlede ladning er afstemt.

Gennemregnet eksempel: udfældning af sølvchromat

Du blander 18.0 mL 0.0850 mol/L kaliumchromat med overskud af vandigt sølvnitrat. De nye parringer er Ag⁺ med CrO₄²⁻ og K⁺ med NO₃⁻. Sølv er ikke en gruppe 1-kation, så rødbrunt sølvchromat udfældes; kaliumnitrat forbliver opløst. Molekylær ligning: 2AgNO₃(aq) + K₂CrO₄(aq) → Ag₂CrO₄(s) + 2KNO₃(aq). Fuldstændig ionligning: 2Ag⁺(aq) + 2NO₃⁻(aq) + 2K⁺(aq) + CrO₄²⁻(aq) → Ag₂CrO₄(s) + 2K⁺(aq) + 2NO₃⁻(aq). Når K⁺ og NO₃⁻ forkortes væk, fås nettoionligningen 2Ag⁺(aq) + CrO₄²⁻(aq) → Ag₂CrO₄(s). Ladningskontrol: 2(+1) + (−2) = 0 til venstre og 0 til højre.

For at finde bundfaldets masse bruges IUPAC's standardatomvægte afrundet til to decimaler: Ag 107.87, Cr 52.00, O 16.00. Den molare masse af Ag₂CrO₄ er 2(107.87) + 52.00 + 4(16.00) = 331.74 g/mol. Mol chromat = 0.0180 L × 0.0850 mol/L = 1.53 × 10⁻³ mol, og nettoionligningen giver 1 mol Ag₂CrO₄ pr. 1 mol CrO₄²⁻. Masse = 1.53 × 10⁻³ mol × 331.74 g/mol = 0.508 g. Begge målte størrelser har tre betydende cifre, så det har svaret også.

Gennemregnede eksempler: en svag syre og et metal i opløsning

Vandig eddikesyre reagerer med vandigt natriumhydroxid: CH₃COOH(aq) + NaOH(aq) → CH₃COONa(aq) + H₂O(l). Eddikesyre er svag, så den forbliver molekylær, mens NaOH og natriumacetat er stærke elektrolytter. Når Na⁺ er forkortet væk, er nettoionligningen CH₃COOH(aq) + OH⁻(aq) → CH₃COO⁻(aq) + H₂O(l). Sammenlign med salpetersyre og kaliumhydroxid, hvor begge reaktanter er stærke, og nettoionligningen skrumper til H⁺(aq) + OH⁻(aq) → H₂O(l).

En strimmel nikkel anbragt i sølvnitratopløsning bliver dækket af sølvkrystaller. Nikkel går fra 0 til +2 og sølv fra +1 til 0, så det er redox; nitrat er en tilskuer. Nettoionligningen er Ni(s) + 2Ag⁺(aq) → Ni²⁺(aq) + 2Ag(s). Koefficienten 2 kræves af ladningen, ikke af atomerne: Ni(s) + Ag⁺(aq) → Ni²⁺(aq) + Ag(s) afstemmer hvert grundstof, men har en samlet ladning på +1 til venstre og +2 til højre.

Almindelige fejl i ionligninger og hvordan du fanger dem

De fleste fejl skyldes, at man skriver de forkerte arter, ikke regnefejl. Før du forkorter noget, så spørg, om hver formel virkelig findes som adskilte ioner i vand.

Som sidste kontrol så læs nettoionligningen som en fysisk begivenhed. To sølvioner og én chromation, der danner et fast stof, er noget, man kunne se foregå; en ligning, der blot bytter rundt på opløste ioner mellem partnere, beskriver ingenting.

• At opdele en svag syre: HF(aq) forbliver molekylær. Sammenlign enhver syre med de seks stærke syrer.
• At opdele et bundfald: en formel mærket (s) forbliver hel, selvom det faste stof er ionisk.
• At bryde en polyatomar ion op: behold NO₃⁻, SO₄²⁻ og CrO₄²⁻ intakte.
• At placere indeks forkert: K₂CrO₄ giver 2K⁺; der findes ingen K₂⁺-ion.
• At behandle kviksølv(I) som Hg⁺: det findes som den toatomige Hg₂²⁺-kation.
• At lade koefficienter være uforkortede, såsom 4Ag⁺ + 2CrO₄²⁻ → 2Ag₂CrO₄.
• At skrive en nettoionligning, når alle parringer er opløselige, og der ikke dannes vand, svag elektrolyt eller gas, og intet oxideres eller reduceres. Det rigtige svar er ingen reaktion.