Reaktsioonitüübid, lahustuvuse juhised ja lühendatud ioonvõrrandid

Kolm liikumapanevat jõudu vesilahuste reaktsioonide taga

Kui kaks lahust segatakse, toimub reaktsioon ainult siis, kui miski eemaldab ioone lahusest või liigutab elektrone. Küsi kolm küsimust. Kas ühe lahuse katioon ja teise lahuse anioon moodustavad vähese lahustuvusega ühendi? Kas hape annab prootoni alusele, moodustades vett või mõne muu nõrga elektrolüüdi? Kas mõne aatomi oksüdatsiooniaste muutub, nii et elektronid liiguvad ühelt liigilt teisele?

Jah esimesele küsimusele tähendab sadenemisreaktsiooni, jah teisele happe–aluse reaktsiooni ja jah kolmandale redoksreaktsiooni. Gaasi moodustavad reaktsioonid, näiteks HCO₃⁻(aq) + H⁺(aq) → H₂O(l) + CO₂(g), liigitatakse tavaliselt happe–aluse reaktsioonide alla, sest esimene samm on prootoni ülekanne. Põlemine ja ühe metalli väljatõrjumine teise poolt on redoksreaktsioonid.

Rühmad ei välista üksteist. Kui vesilahuses olev baariumhüdroksiid neutraliseerib väävelhapet, Ba(OH)₂(aq) + H₂SO₄(aq) → BaSO₄(s) + 2H₂O(l), moodustub vesi ja lahustumatu sulfaat sadeneb samas reaktsioonis.

Otsustamine, milliseid liike ioonidena kirjutada

Lühendatud ioonvõrrand sõltub teadmisest, millised ained esinevad vees eraldunud ioonidena. Tugevad elektrolüüdid dissotsieeruvad põhimõtteliselt täielikult: lahustuvad ioonsed ühendid, tugevad happed ja tugevad alused. Kirjuta need ioonidena, kui need on märgitud (aq). Kõik muu säilitab oma valemi: tahked ained, vedelikud, gaasid, nõrgad happed, nõrgad alused ja molekulaarsed lahustunud ained, näiteks glükoos.

Levinud tugevad happed on HCl, HBr, HI, HNO₃, HClO₄ ja H₂SO₄ (selle esimese prootoni puhul). Käsitle peaaegu kõiki teisi happeid, mida üldkeemias kohtad, sealhulgas HF, äädikhapet (CH₃COOH) ja süsihapet, nõrkadena ja jäta need molekulina. Tugevad alused on 1. rühma hüdroksiidid ja raskemad 2. rühma hüdroksiidid. Ammoniaak on nõrk alus ja jääb kujule NH₃(aq).

Mitmeaatomilised ioonid jäävad ühendi dissotsiatsioonil puutumatuks. Vesilahuses olev kaaliumkromaat annab 2K⁺(aq) ja CrO₄²⁻(aq), mitte eraldi kaaliumi-, kroomi- ja hapnikuioone.

Lahustuvuse juhiste rakendamine

Lahustuvuse juhised võtavad kokku jälgitud mustrid ioonsete ühendite kohta vees toatemperatuuri lähedal. Lahustuv tähendab, et lahustub kasulik hulk; lahustumatu tähendab, et lahustuvus on piisavalt väike, et tahke aine moodustub, kui ioonid kohtuvad tavalistel laborikontsentratsioonidel. Ühegi ioonse ühendi lahustuvus ei ole täpselt null. Allolev loend põhineb raamatu OpenStax Chemistry 2e jaotise 4.2 tabelil 4.1.

Sadet ennustades loetle kõik pärast segamist olemasolevad ioonid, seejärel seo iga katioon iga anioonga, millega ta alguses ei olnud. Kui mõni uus paar kuulub lahustumatute kategooriasse, sadeneb see ühend. Kui iga võimalik paar on lahustuv, nagu kaaliumnitraadi ja naatriumkloriidi lahuste segamisel, siis ioonid lihtsalt eksisteerivad koos ja summaarset reaktsiooni ei toimu.

• 1. rühma katioonide (Li⁺, Na⁺, K⁺, Rb⁺, Cs⁺) ja NH₄⁺ ühendid on lahustuvad.
• Nitraadid, atsetaadid, vesinikkarbonaadid ja kloraadid on lahustuvad.
• Kloriidid, bromiidid ja jodiidid on lahustuvad, välja arvatud Ag⁺, Hg₂²⁺ ja Pb²⁺ omad.
• Fluoriidid on lahustuvad, välja arvatud Mg²⁺, Ca²⁺, Sr²⁺, Ba²⁺, Pb²⁺ ja Fe³⁺ omad.
• Sulfaadid on lahustuvad, välja arvatud Ag⁺, Ba²⁺, Ca²⁺, Hg₂²⁺, Pb²⁺ ja Sr²⁺ omad.
• Karbonaadid, kromaadid, fosfaadid ja sulfiidid on lahustumatud, välja arvatud 1. rühma katioonide ja NH₄⁺ puhul.
• Hüdroksiidid on lahustumatud, välja arvatud 1. rühma katioonide ja Ba²⁺ puhul; Ca(OH)₂ ja Sr(OH)₂ on vähelahustuvad.

Lühendatud ioonvõrrandi koostamine samm-sammult

Igal sammul on põhjus. Molekulaarvõrrandi esmane tasakaalustamine tagab aatomite arvu. Tugevate elektrolüütide lahtivõtmine näitab, mis keeduklaasis tegelikult on. Pealtvaatajaioonide taandamine eemaldab liigid, mis ilmuvad muutumatuna mõlemal pool ja ei osale muutuses.

Laengukontroll püüab kinni vead, mille aatomite loendus märkamata jätab. Lühendatud ioonvõrrand võib kanda nullist erinevat kogulaengut, kuid see laeng peab olema mõlemal pool sama, sest laeng säilib täpselt nagu aatomid.

• Kirjuta tasakaalustatud molekulaarvõrrand, märkides igale valemile olekusümboli.
• Kirjuta iga (aq) tugev elektrolüüt ümber eraldi ioonidena, korrutades nii indeksi kui kordajaga.
• Maha tõmba ioonid, mis esinevad muutumatuna mõlemal pool. Need on pealtvaatajaioonid.
• Taanda ülejäänud kordajad väikseimate täisarvudeni.
• Kontrolli, et iga element ja kogulaeng on tasakaalus.

Lahendatud näide: hõbekromaadi sadestamine

Sa segad 18.0 mL 0.0850 mol/L kaaliumkromaati liigse vesilahuses oleva hõbenitraadiga. Uued paarid on Ag⁺ koos CrO₄²⁻ ja K⁺ koos NO₃⁻. Hõbe ei ole 1. rühma katioon, seega sadeneb punakaspruun hõbekromaat; kaaliumnitraat jääb lahustunuks. Molekulaarvõrrand: 2AgNO₃(aq) + K₂CrO₄(aq) → Ag₂CrO₄(s) + 2KNO₃(aq). Täielik ioonvõrrand: 2Ag⁺(aq) + 2NO₃⁻(aq) + 2K⁺(aq) + CrO₄²⁻(aq) → Ag₂CrO₄(s) + 2K⁺(aq) + 2NO₃⁻(aq). K⁺ ja NO₃⁻ taandamine annab lühendatud ioonvõrrandi 2Ag⁺(aq) + CrO₄²⁻(aq) → Ag₂CrO₄(s). Laengukontroll: 2(+1) + (−2) = 0 vasakul ja 0 paremal.

Sademe massi leidmiseks kasuta IUPAC-i standardseid aatommasse, mis on ümardatud kahe kümnendkohani: Ag 107.87, Cr 52.00, O 16.00. Ag₂CrO₄ molaarmass on 2(107.87) + 52.00 + 4(16.00) = 331.74 g/mol. Kromaadi moolid = 0.0180 L × 0.0850 mol/L = 1.53 × 10⁻³ mol ja lühendatud ioonvõrrand annab 1 mol Ag₂CrO₄ 1 mooli CrO₄²⁻ kohta. Mass = 1.53 × 10⁻³ mol × 331.74 g/mol = 0.508 g. Mõlemal mõõdetud suurusel on kolm tüvenumbrit, seega on ka vastusel.

Lahendatud näited: nõrk hape ja metall lahuses

Vesilahuses olev äädikhape reageerib vesilahuses oleva naatriumhüdroksiidiga: CH₃COOH(aq) + NaOH(aq) → CH₃COONa(aq) + H₂O(l). Äädikhape on nõrk, seega jääb molekulaarseks, samas kui NaOH ja naatriumatsetaat on tugevad elektrolüüdid. Pärast Na⁺ taandamist on lühendatud ioonvõrrand CH₃COOH(aq) + OH⁻(aq) → CH₃COO⁻(aq) + H₂O(l). Võrdle lämmastikhapet kaaliumhüdroksiidiga, kus mõlemad reagendid on tugevad ja lühendatud ioonvõrrand kahaneb kujule H⁺(aq) + OH⁻(aq) → H₂O(l).

Hõbenitraadi lahusesse asetatud nikliriba kattub hõbekristallidega. Nikkel läheb 0-lt +2-le ja hõbe +1-lt 0-le, seega on see redoks; nitraat on pealtvaataja. Lühendatud ioonvõrrand on Ni(s) + 2Ag⁺(aq) → Ni²⁺(aq) + 2Ag(s). Kordaja 2 on nõutav laengu, mitte aatomite poolt: Ni(s) + Ag⁺(aq) → Ni²⁺(aq) + Ag(s) tasakaalustab iga elemendi, kuid kogulaeng on vasakul +1 ja paremal +2.

Levinud vead ioonvõrrandites ja kuidas neid kinni püüda

Enamik vigu tuleneb vale liigi kirjutamisest, mitte aritmeetikast. Enne midagi taandama asumist küsi, kas iga valem tõesti eksisteerib vees eraldi ioonidena.

Viimase kontrollina loe lühendatud ioonvõrrandit füüsilise sündmusena. Kaks hõbeioonit ja üks kromaatioon, mis moodustavad tahke aine, on midagi, mida saaksid jälgida; võrrand, mis ainult vahetab lahustunud ioone partnerite vahel, ei kirjelda midagi.

• Nõrga happe lahtivõtmine: HF(aq) jääb molekulaarseks. Võrdle iga hapet kuue tugeva happega.
• Sademe lahtivõtmine: valem, mis on märgitud (s), jääb tervikuks, kuigi tahke aine on ioonne.
• Mitmeaatomilise iooni lahtivõtmine: hoia NO₃⁻, SO₄²⁻ ja CrO₄²⁻ terved.
• Indeksite valesti paigutamine: K₂CrO₄ annab 2K⁺; K₂⁺ iooni ei ole olemas.
• Elavhõbeda(I) käsitlemine kui Hg⁺: see esineb kaheaatomilise Hg₂²⁺ katioonina.
• Kordajate taandamata jätmine, näiteks 4Ag⁺ + 2CrO₄²⁻ → 2Ag₂CrO₄.
• Lühendatud ioonvõrrandi kirjutamine, kui iga paar on lahustuv ja ei moodustu vett, nõrka elektrolüüti ega gaasi ning miski ei oksüdeeru ega redutseeru. Õige vastus on reaktsiooni puudumine.