Reakciótípusok, oldhatósági irányelvek és net ionegyenletek

A vizes reakciók három hajtóereje

Két oldat összekeverésekor akkor megy végbe reakció, ha valami eltávolítja az ionokat az oldatból, vagy elektronokat mozgat. Tegyen fel három kérdést. Az egyik oldat egy kationja és a másik egy anionja kis oldhatóságú vegyületet alkot-e? Átad-e egy sav protont egy bázisnak, vizet vagy más gyenge elektrolitot képezve? Változik-e bármelyik atom oxidációs száma, azaz mennek-e át elektronok egyik részecskéről a másikra?

Az első kérdésre adott igen csapadékképződési reakciót jelent, a másodikra adott igen sav–bázis reakciót, a harmadikra adott igen pedig redoxireakciót. A gázfejlődéssel járó reakciókat, mint a HCO₃⁻(aq) + H⁺(aq) → H₂O(l) + CO₂(g), általában a sav–bázis reakciók közé sorolják, mert az első lépés a protonátadás. Az égés és az egyik fém másik általi kiszorítása redoxireakció.

A családok nem zárják ki egymást. Amikor a vizes bárium-hidroxid semlegesíti a kénsavat, Ba(OH)₂(aq) + H₂SO₄(aq) → BaSO₄(s) + 2H₂O(l), víz keletkezik, és egy oldhatatlan szulfát csapódik ki ugyanabban a reakcióban.

Annak eldöntése, mely részecskéket írjuk ionként

A net ionegyenlet attól függ, hogy tudjuk-e, mely anyagok léteznek vízben különálló ionokként. Az erős elektrolitok lényegében teljesen disszociálnak: az oldható ionos vegyületek, az erős savak és az erős bázisok. Ezeket ionként írja fel, ha (aq) jelölésűek. Minden más megtartja a képletét: a szilárd anyagok, folyadékok, gázok, gyenge savak, gyenge bázisok és az olyan molekuláris oldott anyagok, mint a glükóz.

A gyakori erős savak a HCl, HBr, HI, HNO₃, HClO₄ és a H₂SO₄ (az első protonjára). Az általános kémiában előforduló szinte minden más savat, a HF-et, az ecetsavat (CH₃COOH) és a szénsavat is beleértve, kezeljen gyengének, és tartsa molekulaként. Az erős bázisok az 1. csoport hidroxidjai és a nehezebb 2. csoportbeli hidroxidok. Az ammónia gyenge bázis, és NH₃(aq) marad.

A többatomos ionok épek maradnak, amikor egy vegyület disszociál. A vizes kálium-kromát 2K⁺(aq)-t és CrO₄²⁻(aq)-t ad, nem különálló kálium-, króm- és oxigénionokat.

Az oldhatósági irányelvek alkalmazása

Az oldhatósági irányelvek a vízben szobahőmérséklet körül megfigyelt mintázatokat foglalják össze az ionos vegyületekre. Az oldható azt jelenti, hogy használható mennyiség oldódik; az oldhatatlan azt, hogy az oldhatóság annyira kicsi, hogy szilárd anyag képződik, amikor az ionok szokásos laboratóriumi koncentrációknál találkoznak. Egyetlen ionos vegyület oldhatósága sem pontosan nulla. Az alábbi lista az OpenStax Chemistry 2e 4.2. fejezetének 4.1. táblázatán alapul.

A csapadék megjósolásához sorolja fel az összekeverés után jelen lévő összes iont, majd párosítsa az egyes kationokat minden olyan anionnal, amellyel nem eredetileg voltak együtt. Ha bármelyik új párosítás oldhatatlan kategóriába esik, az a vegyület kicsapódik. Ha minden lehetséges párosítás oldható, mint a kálium-nitrát- és a nátrium-klorid-oldat összekeverésekor, az ionok egyszerűen együtt maradnak, és nincs nettó reakció.

• Az 1. csoport kationjainak (Li⁺, Na⁺, K⁺, Rb⁺, Cs⁺) és az NH₄⁺ vegyületei oldhatók.
• A nitrátok, acetátok, hidrogén-karbonátok és kloráték oldhatók.
• A kloridok, bromidok és jodidok oldhatók, kivéve az Ag⁺, a Hg₂²⁺ és a Pb²⁺ vegyületeit.
• A fluoridok oldhatók, kivéve az Mg²⁺, Ca²⁺, Sr²⁺, Ba²⁺, Pb²⁺ és Fe³⁺ vegyületeit.
• A szulfátok oldhatók, kivéve az Ag⁺, Ba²⁺, Ca²⁺, Hg₂²⁺, Pb²⁺ és Sr²⁺ vegyületeit.
• A karbonátok, kromátok, foszfátok és szulfidok oldhatatlanok, kivéve az 1. csoport kationjaival és az NH₄⁺-nal alkotott vegyületeket.
• A hidroxidok oldhatatlanok, kivéve az 1. csoport kationjaival és a Ba²⁺-nal alkotott vegyületeket; a Ca(OH)₂ és az Sr(OH)₂ kissé oldható.

A net ionegyenlet felépítése lépésről lépésre

Minden lépésnek oka van. A molekulaegyenlet előzetes rendezése garantálja az atomszámokat. Az erős elektrolitok szétbontása megmutatja, mi van valójában a főzőpohárban. A megfigyelő ionok kiejtése eltávolítja azokat a részecskéket, amelyek változatlanul szerepelnek mindkét oldalon, és nem vesznek részt a változásban.

A töltésellenőrzés kiszűri azokat a hibákat, amelyeket az atomszámlálás elnéz. A net ionegyenlet összes töltése lehet nullától különböző, de ennek mindkét oldalon azonosnak kell lennie, mert a töltés éppúgy megmarad, mint az atomok.

• Írja fel a rendezett molekulaegyenletet minden képleten halmazállapot-jelzéssel.
• Írja át minden (aq) erős elektrolitot különálló ionokként, megszorozva az alsó indexszel és az együtthatóval is.
• Húzza ki azokat az ionokat, amelyek változatlanul szerepelnek mindkét oldalon. Ezek a megfigyelő ionok.
• Egyszerűsítse a megmaradó együtthatókat a legkisebb egész számokra.
• Ellenőrizze, hogy minden elem és az összes töltés rendezett-e.

Megoldott példa: ezüst-kromát kicsapása

18.0 mL 0.0850 mol/L-es kálium-kromátot kever össze feleslegben lévő vizes ezüst-nitráttal. Az új párosítások: Ag⁺ a CrO₄²⁻-nal és K⁺ az NO₃⁻-nal. Az ezüst nem 1. csoportbeli kation, ezért vörösesbarna ezüst-kromát csapódik ki; a kálium-nitrát oldva marad. Molekulaegyenlet: 2AgNO₃(aq) + K₂CrO₄(aq) → Ag₂CrO₄(s) + 2KNO₃(aq). Teljes ionegyenlet: 2Ag⁺(aq) + 2NO₃⁻(aq) + 2K⁺(aq) + CrO₄²⁻(aq) → Ag₂CrO₄(s) + 2K⁺(aq) + 2NO₃⁻(aq). A K⁺ és az NO₃⁻ kiejtése a net ionegyenletet adja: 2Ag⁺(aq) + CrO₄²⁻(aq) → Ag₂CrO₄(s). Töltésellenőrzés: 2(+1) + (−2) = 0 a bal oldalon, és 0 a jobb oldalon.

A csapadék tömegének megállapításához használjon két tizedesjegyre kerekített IUPAC standard atomtömegeket: Ag 107.87, Cr 52.00, O 16.00. Az Ag₂CrO₄ moláris tömege 2(107.87) + 52.00 + 4(16.00) = 331.74 g/mol. A kromát mólja = 0.0180 L × 0.0850 mol/L = 1.53 × 10⁻³ mol, és a net ionegyenlet 1 mol Ag₂CrO₄-ot ad 1 mol CrO₄²⁻-ra. Tömeg = 1.53 × 10⁻³ mol × 331.74 g/mol = 0.508 g. Mindkét mért mennyiségnek három értékes jegye van, ezért a válasznak is.

Megoldott példák: egy gyenge sav és egy fém oldatban

A vizes ecetsav reagál a vizes nátrium-hidroxiddal: CH₃COOH(aq) + NaOH(aq) → CH₃COONa(aq) + H₂O(l). Az ecetsav gyenge, ezért molekuláris marad, míg a NaOH és a nátrium-acetát erős elektrolit. A Na⁺ kiesése után a net ionegyenlet CH₃COOH(aq) + OH⁻(aq) → CH₃COO⁻(aq) + H₂O(l). Hasonlítsa össze a salétromsavat a kálium-hidroxiddal, ahol mindkét reaktáns erős, és a net ionegyenlet H⁺(aq) + OH⁻(aq) → H₂O(l)-ra zsugorodik.

Az ezüst-nitrát-oldatba helyezett nikkelcsík ezüstkristályokkal vonódik be. A nikkel 0-ról +2-re, az ezüst +1-ről 0-ra változik, tehát ez redoxireakció; a nitrát megfigyelő ion. A net ionegyenlet Ni(s) + 2Ag⁺(aq) → Ni²⁺(aq) + 2Ag(s). A 2-es együtthatót a töltés követeli meg, nem az atomok: a Ni(s) + Ag⁺(aq) → Ni²⁺(aq) + Ag(s) minden elemet rendez, de az összes töltése a bal oldalon +1, a jobb oldalon +2.

Gyakori hibák az ionegyenletekben és felismerésük

A legtöbb hiba a rossz részecske felírásából ered, nem a számolásból. Mielőtt bármit kiejtene, kérdezze meg, hogy az egyes képletek valóban különálló ionokként léteznek-e vízben.

Utolsó ellenőrzésként olvassa a net ionegyenletet fizikai eseményként. Két ezüstion és egy kromátion, amely szilárd anyagot képez, olyasmi, amit meg lehet figyelni; az az egyenlet, amely csak oldott ionokat cserél partnerek között, semmit sem ír le.

• Gyenge sav szétbontása: a HF(aq) molekuláris marad. Vesse össze az összes savat a hat erős savval.
• Csapadék szétbontása: az (s) jelölésű képlet egészben marad, noha a szilárd anyag ionos.
• Többatomos ion szétbontása: az NO₃⁻, SO₄²⁻ és CrO₄²⁻ maradjon épen.
• Alsó indexek elhelyezése rossz helyre: a K₂CrO₄ 2K⁺-t ad; nincs K₂⁺ ion.
• A higany(I) Hg⁺-ként kezelése: kétatomos Hg₂²⁺ kationként létezik.
• Az együtthatók egyszerűsítetlen hagyása, például 4Ag⁺ + 2CrO₄²⁻ → 2Ag₂CrO₄.
• Net ionegyenlet felírása, amikor minden párosítás oldható, és nem keletkezik víz, gyenge elektrolit vagy gáz, és semmi sem oxidálódik vagy redukálódik. A helyes válasz: nincs reakció.