Vrste reakcija, smjernice o topljivosti i skraćene ionske jednadžbe

Tri pokretačke sile vodenih reakcija

Kad se pomiješaju dvije otopine, reakcija se događa samo ako nešto ukloni ione iz otopine ili premjesti elektrone. Postavite tri pitanja. Tvore li kation iz jedne otopine i anion iz druge spoj niske topljivosti? Prenosi li kiselina proton na bazu, tvoreći vodu ili drugi slabi elektrolit? Mijenja li neki atom oksidacijski broj, tako da elektroni prelaze s jedne vrste na drugu?

Potvrdan odgovor na prvo pitanje znači taložnu reakciju, na drugo kiselinsko-baznu reakciju, a na treće redoks reakciju. Reakcije u kojima nastaje plin, poput HCO₃⁻(aq) + H⁺(aq) → H₂O(l) + CO₂(g), obično se svrstavaju u kiselinsko-bazne jer je prvi korak prijenos protona. Izgaranje i istiskivanje jednog metala drugim redoks su reakcije.

Porodice se međusobno ne isključuju. Kad vodeni barijev hidroksid neutralizira sumpornu kiselinu, Ba(OH)₂(aq) + H₂SO₄(aq) → BaSO₄(s) + 2H₂O(l), nastaju voda i netopljivi sulfat koji se taloži u istoj reakciji.

Odlučivanje koje vrste pisati kao ione

Skraćena ionska jednadžba ovisi o poznavanju toga koje tvari u vodi postoje kao odvojeni ioni. Jaki elektroliti disociraju gotovo potpuno: topljivi ionski spojevi, jake kiseline i jake baze. Pišite ih kao ione kad su označeni (aq). Sve ostalo zadržava formulu: krutine, tekućine, plinove, slabe kiseline, slabe baze i molekulske otopljene tvari poput glukoze.

Uobičajene jake kiseline su HCl, HBr, HI, HNO₃, HClO₄ i H₂SO₄ (za prvi proton). Gotovo svaku drugu kiselinu na koju naiđete u općoj kemiji, uključujući HF, octenu kiselinu (CH₃COOH) i ugljičnu kiselinu, smatrajte slabom i zadržite je kao molekulu. Jake baze su hidroksidi 1. skupine i teži hidroksidi 2. skupine. Amonijak je slaba baza i ostaje kao NH₃(aq).

Poliatomski ioni ostaju netaknuti kad spoj disocira. Vodeni kalijev kromat daje 2K⁺(aq) i CrO₄²⁻(aq), a ne zasebne ione kalija, kroma i kisika.

Primjena smjernica o topljivosti

Smjernice o topljivosti sažimaju opažene obrasce za ionske spojeve u vodi pri sobnoj temperaturi. Topljivo znači da se otapa korisna količina; netopljivo znači da je topljivost dovoljno niska da nastaje krutina kad se ioni susretnu pri običnim laboratorijskim koncentracijama. Nijedan ionski spoj nema topljivost točno nula. Popis u nastavku temelji se na tablici 4.1 u OpenStax Chemistry 2e, odjeljak 4.2.

Da biste predvidjeli talog, navedite svaki ion prisutan nakon miješanja, a zatim uparite svaki kation sa svakim anionom s kojim nije krenuo. Ako neki novi par spada u netopljivu kategoriju, taj se spoj taloži. Ako je svaki mogući par topljiv, kao pri miješanju otopina kalijeva nitrata i natrijeva klorida, ioni jednostavno supostoje i nema neto reakcije.

• Spojevi kationa 1. skupine (Li⁺, Na⁺, K⁺, Rb⁺, Cs⁺) i NH₄⁺ su topljivi.
• Nitrati, acetati, hidrogenkarbonati i klorati su topljivi.
• Kloridi, bromidi i jodidi su topljivi osim onih Ag⁺, Hg₂²⁺ i Pb²⁺.
• Fluoridi su topljivi osim onih Mg²⁺, Ca²⁺, Sr²⁺, Ba²⁺, Pb²⁺ i Fe³⁺.
• Sulfati su topljivi osim onih Ag⁺, Ba²⁺, Ca²⁺, Hg₂²⁺, Pb²⁺ i Sr²⁺.
• Karbonati, kromati, fosfati i sulfidi su netopljivi osim s kationima 1. skupine i NH₄⁺.
• Hidroksidi su netopljivi osim s kationima 1. skupine i Ba²⁺; Ca(OH)₂ i Sr(OH)₂ slabo su topljivi.

Izgradnja skraćene ionske jednadžbe korak po korak

Svaki korak ima razlog. Prvo izjednačavanje molekulske jednadžbe jamči brojeve atoma. Rastavljanje jakih elektrolita pokazuje što je doista prisutno u čaši. Kraćenje iona promatrača uklanja vrste koje se pojavljuju nepromijenjene na obje strane i ne sudjeluju u promjeni.

Provjera naboja hvata pogreške koje brojanje atoma promašuje. Skraćena ionska jednadžba može imati ukupni naboj različit od nule, ali taj naboj mora biti isti na obje strane, jer se naboj čuva kao i atomi.

• Napišite izjednačenu molekulsku jednadžbu s oznakom stanja uz svaku formulu.
• Prepišite svaki jaki elektrolit (aq) kao zasebne ione, množeći indeksom i koeficijentom.
• Prekrižite ione koji se pojavljuju nepromijenjeni na obje strane. To su ioni promatrači.
• Svedite preostale koeficijente na najmanje cijele brojeve.
• Provjerite izjednačuju li se svaki element i ukupni naboj.

Riješeni primjer: taloženje srebrova kromata

Miješate 18.0 mL kalijeva kromata od 0.0850 mol/L sa suviškom vodenog srebrova nitrata. Novi parovi su Ag⁺ s CrO₄²⁻ i K⁺ s NO₃⁻. Srebro nije kation 1. skupine, pa se taloži crvenkastosmeđi srebrov kromat; kalijev nitrat ostaje otopljen. Molekulska jednadžba: 2AgNO₃(aq) + K₂CrO₄(aq) → Ag₂CrO₄(s) + 2KNO₃(aq). Potpuna ionska jednadžba: 2Ag⁺(aq) + 2NO₃⁻(aq) + 2K⁺(aq) + CrO₄²⁻(aq) → Ag₂CrO₄(s) + 2K⁺(aq) + 2NO₃⁻(aq). Kraćenjem K⁺ i NO₃⁻ dobiva se skraćena ionska jednadžba 2Ag⁺(aq) + CrO₄²⁻(aq) → Ag₂CrO₄(s). Provjera naboja: 2(+1) + (−2) = 0 na lijevoj strani i 0 na desnoj.

Da biste pronašli masu taloga, koristite IUPAC-ove standardne atomske mase zaokružene na dvije decimale: Ag 107.87, Cr 52.00, O 16.00. Molarna masa Ag₂CrO₄ je 2(107.87) + 52.00 + 4(16.00) = 331.74 g/mol. Molovi kromata = 0.0180 L × 0.0850 mol/L = 1.53 × 10⁻³ mol, a skraćena ionska jednadžba daje 1 mol Ag₂CrO₄ na 1 mol CrO₄²⁻. Masa = 1.53 × 10⁻³ mol × 331.74 g/mol = 0.508 g. Obje izmjerene veličine imaju tri značajne znamenke, pa ih ima i odgovor.

Riješeni primjeri: slaba kiselina i metal u otopini

Vodena octena kiselina reagira s vodenim natrijevim hidroksidom: CH₃COOH(aq) + NaOH(aq) → CH₃COONa(aq) + H₂O(l). Octena kiselina je slaba, pa ostaje molekulska, dok su NaOH i natrijev acetat jaki elektroliti. Nakon kraćenja Na⁺, skraćena ionska jednadžba je CH₃COOH(aq) + OH⁻(aq) → CH₃COO⁻(aq) + H₂O(l). Usporedite s dušičnom kiselinom i kalijevim hidroksidom, gdje su oba reaktanta jaka i skraćena ionska jednadžba se svodi na H⁺(aq) + OH⁻(aq) → H₂O(l).

Traka nikla stavljena u otopinu srebrova nitrata prekriva se kristalima srebra. Nikal prelazi iz 0 u +2, a srebro iz +1 u 0, pa je to redoks; nitrat je promatrač. Skraćena ionska jednadžba je Ni(s) + 2Ag⁺(aq) → Ni²⁺(aq) + 2Ag(s). Koeficijent 2 zahtijeva naboj, a ne atomi: Ni(s) + Ag⁺(aq) → Ni²⁺(aq) + Ag(s) izjednačava svaki element, ali ima ukupni naboj +1 na lijevoj i +2 na desnoj strani.

Česte pogreške u ionskim jednadžbama i kako ih uhvatiti

Većina pogrešaka dolazi od pisanja krivih vrsta, a ne od računanja. Prije nego išta pokratite, upitajte se postoji li svaka formula doista kao zasebni ioni u vodi.

Kao posljednju provjeru, pročitajte skraćenu ionsku jednadžbu kao fizikalni događaj. Dva srebrova iona i jedan kromatni ion koji tvore krutinu nešto je što biste mogli promatrati; jednadžba koja samo zamjenjuje otopljene ione među partnerima ne opisuje ništa.

• Rastavljanje slabe kiseline: HF(aq) ostaje molekulski. Usporedite svaku kiselinu sa šest jakih kiselina.
• Rastavljanje taloga: formula označena (s) ostaje cijela iako je krutina ionska.
• Razbijanje poliatomskog iona: zadržite NO₃⁻, SO₄²⁻ i CrO₄²⁻ netaknute.
• Krivo postavljeni indeksi: K₂CrO₄ daje 2K⁺; ne postoji ion K₂⁺.
• Tretiranje žive(I) kao Hg⁺: ona postoji kao dvoatomni kation Hg₂²⁺.
• Ostavljanje nesvedenih koeficijenata, poput 4Ag⁺ + 2CrO₄²⁻ → 2Ag₂CrO₄.
• Pisanje skraćene ionske jednadžbe kad je svaki par topljiv, ne nastaju ni voda, ni slabi elektrolit, ni plin i ništa se ne oksidira niti reducira. Točan odgovor je da nema reakcije.