Tipi di reazione, linee guida sulla solubilità ed equazioni ioniche nette

Tre forze trainanti dietro le reazioni in soluzione acquosa

Quando si mescolano due soluzioni, una reazione avviene solo se qualcosa rimuove ioni dalla soluzione o sposta elettroni. Poni tre domande. Un catione di una soluzione e un anione dell'altra formano un composto poco solubile? Un acido trasferisce un protone a una base, formando acqua o un altro elettrolita debole? Qualche atomo cambia numero di ossidazione, così che gli elettroni passano da una specie a un'altra?

Un sì alla prima domanda indica una reazione di precipitazione, un sì alla seconda una reazione acido-base e un sì alla terza una reazione redox. Le reazioni che producono gas, come HCO₃⁻(aq) + H⁺(aq) → H₂O(l) + CO₂(g), si classificano di solito tra le acido-base perché il primo passaggio è un trasferimento di protone. La combustione e lo spostamento di un metallo da parte di un altro sono reazioni redox.

Le famiglie non si escludono a vicenda. Quando l'idrossido di bario acquoso neutralizza l'acido solforico, Ba(OH)₂(aq) + H₂SO₄(aq) → BaSO₄(s) + 2H₂O(l), si forma acqua e un solfato insolubile precipita nella stessa reazione.

Decidere quali specie scrivere come ioni

Un'equazione ionica netta dipende dal sapere quali sostanze esistono come ioni separati in acqua. Gli elettroliti forti si dissociano in modo sostanzialmente completo: composti ionici solubili, acidi forti e basi forti. Scrivili come ioni quando sono indicati con (aq). Tutto il resto mantiene la propria formula: solidi, liquidi, gas, acidi deboli, basi deboli e soluti molecolari come il glucosio.

Gli acidi forti più comuni sono HCl, HBr, HI, HNO₃, HClO₄ e H₂SO₄ (per il suo primo protone). Considera deboli quasi tutti gli altri acidi che incontri in chimica generale, compresi HF, l'acido acetico (CH₃COOH) e l'acido carbonico, e mantienili come molecole. Le basi forti sono gli idrossidi del gruppo 1 e gli idrossidi più pesanti del gruppo 2. L'ammoniaca è una base debole e resta come NH₃(aq).

Gli ioni poliatomici restano intatti quando un composto si dissocia. Il cromato di potassio acquoso dà 2K⁺(aq) e CrO₄²⁻(aq), non ioni separati di potassio, cromo e ossigeno.

Applicare le linee guida sulla solubilità

Le linee guida sulla solubilità riassumono gli andamenti osservati per i composti ionici in acqua a temperatura quasi ambiente. Solubile significa che si scioglie una quantità utile; insolubile significa che la solubilità è abbastanza bassa da far formare un solido quando gli ioni si incontrano alle normali concentrazioni di laboratorio. Nessun composto ionico ha una solubilità esattamente nulla. L'elenco seguente si basa sulla Tabella 4.1 di OpenStax Chemistry 2e, sezione 4.2.

Per prevedere un precipitato, elenca tutti gli ioni presenti dopo la miscelazione, poi accoppia ogni catione con ogni anione con cui non era partito. Se un nuovo accoppiamento rientra in una categoria insolubile, quel composto precipita. Se ogni possibile accoppiamento è solubile, come quando si mescolano soluzioni di nitrato di potassio e cloruro di sodio, gli ioni semplicemente coesistono e non c'è reazione netta.

• I composti dei cationi del gruppo 1 (Li⁺, Na⁺, K⁺, Rb⁺, Cs⁺) e di NH₄⁺ sono solubili.
• Nitrati, acetati, idrogenocarbonati e clorati sono solubili.
• Cloruri, bromuri e ioduri sono solubili, tranne quelli di Ag⁺, Hg₂²⁺ e Pb²⁺.
• I fluoruri sono solubili, tranne quelli di Mg²⁺, Ca²⁺, Sr²⁺, Ba²⁺, Pb²⁺ e Fe³⁺.
• I solfati sono solubili, tranne quelli di Ag⁺, Ba²⁺, Ca²⁺, Hg₂²⁺, Pb²⁺ e Sr²⁺.
• Carbonati, cromati, fosfati e solfuri sono insolubili, tranne con i cationi del gruppo 1 e NH₄⁺.
• Gli idrossidi sono insolubili, tranne con i cationi del gruppo 1 e Ba²⁺; Ca(OH)₂ e Sr(OH)₂ sono poco solubili.

Costruire l'equazione ionica netta passo dopo passo

Ogni passaggio ha una ragione. Bilanciare prima l'equazione molecolare garantisce il conteggio degli atomi. Dissociare gli elettroliti forti mostra ciò che è realmente presente nel becher. Eliminare gli ioni spettatori rimuove le specie che compaiono invariate su entrambi i lati e non partecipano al cambiamento.

Il controllo della carica individua errori che il conteggio degli atomi non vede. Un'equazione ionica netta può avere una carica totale diversa da zero, ma tale carica deve essere la stessa su entrambi i lati, perché la carica si conserva proprio come gli atomi.

• Scrivi l'equazione molecolare bilanciata con un simbolo di stato su ogni formula.
• Riscrivi ogni elettrolita forte (aq) come ioni separati, moltiplicando per il pedice e per il coefficiente.
• Cancella gli ioni che compaiono invariati su entrambi i lati. Sono gli ioni spettatori.
• Riduci i coefficienti rimanenti ai più piccoli numeri interi.
• Verifica che ogni elemento e la carica totale siano bilanciati.

Esempio svolto: precipitazione del cromato d'argento

Mescoli 18.0 mL di cromato di potassio 0.0850 mol/L con nitrato d'argento acquoso in eccesso. I nuovi accoppiamenti sono Ag⁺ con CrO₄²⁻ e K⁺ con NO₃⁻. L'argento non è un catione del gruppo 1, quindi il cromato d'argento rosso-bruno precipita; il nitrato di potassio resta disciolto. Equazione molecolare: 2AgNO₃(aq) + K₂CrO₄(aq) → Ag₂CrO₄(s) + 2KNO₃(aq). Equazione ionica completa: 2Ag⁺(aq) + 2NO₃⁻(aq) + 2K⁺(aq) + CrO₄²⁻(aq) → Ag₂CrO₄(s) + 2K⁺(aq) + 2NO₃⁻(aq). Eliminando K⁺ e NO₃⁻ si ottiene l'equazione ionica netta 2Ag⁺(aq) + CrO₄²⁻(aq) → Ag₂CrO₄(s). Controllo della carica: 2(+1) + (−2) = 0 a sinistra e 0 a destra.

Per trovare la massa del precipitato, usa i pesi atomici standard IUPAC arrotondati a due cifre decimali: Ag 107.87, Cr 52.00, O 16.00. La massa molare di Ag₂CrO₄ è 2(107.87) + 52.00 + 4(16.00) = 331.74 g/mol. Moli di cromato = 0.0180 L × 0.0850 mol/L = 1.53 × 10⁻³ mol, e l'equazione ionica netta dà 1 mol di Ag₂CrO₄ per 1 mol di CrO₄²⁻. Massa = 1.53 × 10⁻³ mol × 331.74 g/mol = 0.508 g. Entrambe le grandezze misurate hanno tre cifre significative, quindi le ha anche la risposta.

Esempi svolti: un acido debole e un metallo in soluzione

L'acido acetico acquoso reagisce con l'idrossido di sodio acquoso: CH₃COOH(aq) + NaOH(aq) → CH₃COONa(aq) + H₂O(l). L'acido acetico è debole, quindi resta molecolare, mentre NaOH e l'acetato di sodio sono elettroliti forti. Dopo aver eliminato Na⁺, l'equazione ionica netta è CH₃COOH(aq) + OH⁻(aq) → CH₃COO⁻(aq) + H₂O(l). Confronta l'acido nitrico con l'idrossido di potassio, dove entrambi i reagenti sono forti e l'equazione ionica netta si riduce a H⁺(aq) + OH⁻(aq) → H₂O(l).

Una lamina di nichel immersa in una soluzione di nitrato d'argento si ricopre di cristalli d'argento. Il nichel passa da 0 a +2 e l'argento da +1 a 0, quindi si tratta di una reazione redox; il nitrato è uno spettatore. L'equazione ionica netta è Ni(s) + 2Ag⁺(aq) → Ni²⁺(aq) + 2Ag(s). Il coefficiente 2 è richiesto dalla carica, non dagli atomi: Ni(s) + Ag⁺(aq) → Ni²⁺(aq) + Ag(s) bilancia ogni elemento ma ha una carica totale di +1 a sinistra e +2 a destra.

Errori comuni nelle equazioni ioniche e come individuarli

La maggior parte degli errori deriva dallo scrivere la specie sbagliata, non dal calcolo. Prima di eliminare qualsiasi cosa, chiediti se ogni formula esiste davvero come ioni separati in acqua.

Come ultimo controllo, leggi l'equazione ionica netta come un evento fisico. Due ioni argento e uno ione cromato che formano un solido sono qualcosa che potresti osservare; un'equazione che si limita a scambiare ioni disciolti tra partner non descrive nulla.

• Dissociare un acido debole: HF(aq) resta molecolare. Confronta ogni acido con i sei acidi forti.
• Dissociare un precipitato: una formula indicata con (s) resta intera anche se il solido è ionico.
• Scomporre uno ione poliatomico: mantieni intatti NO₃⁻, SO₄²⁻ e CrO₄²⁻.
• Sbagliare la posizione dei pedici: K₂CrO₄ dà 2K⁺; non esiste uno ione K₂⁺.
• Trattare il mercurio(I) come Hg⁺: esiste come catione biatomico Hg₂²⁺.
• Lasciare i coefficienti non ridotti, come 4Ag⁺ + 2CrO₄²⁻ → 2Ag₂CrO₄.
• Scrivere un'equazione ionica netta quando ogni accoppiamento è solubile, non si forma acqua, elettrolita debole o gas e nulla si ossida o si riduce. La risposta corretta è nessuna reazione.