Cureyên reaksiyonan, rêzikên helînbarîyê û hevkêşeyên îyonî yên paqij

Sê hêzên ajotinê yên li pişt reaksiyonên avî

Dema du çareserî têne tevlihevkirin, reaksiyon tenê çêdibe heke tiştek îyonan ji çareseriyê derxe an elektronan bihêje. Sê pirsan bipirse. Ma katyonek ji çareseriyekê û anyonek ji ya din pêkhateyeke bi helînbarîya kêm çêdikin? Ma asîdek protonekê dide bazekê, av an elektrolîteke qels çêdike? Ma tu atom hejmara oksîdasyonê diguherîne, ji ber vê yekê elektron ji cureyekî derbasî yekî din dibin?

Erêkirina pirsa yekem reaksiyoneke niştokê tê wateya, ya duyemîn reaksiyoneke asîd–baz, û ya sêyem reaksiyoneke redoksê. Reaksiyonên gaz-çêker wekî HCO₃⁻(aq) + H⁺(aq) → H₂O(l) + CO₂(g) bi gelemperî di bin asîd–baz de têne dabeşkirin ji ber ku gava yekem veguhastina protonê ye. Şewitandin û cihguhertina metalekê ji aliyê yeke din ve reaksiyonên redoksê ne.

Malbat ne taybet in. Dema hîdroksîda barîumê ya avî asîda sulfurîk bêalî dike, Ba(OH)₂(aq) + H₂SO₄(aq) → BaSO₄(s) + 2H₂O(l), av çêdibe û sulfateke nehelînbar di heman reaksiyonê de dinişe.

Biryardan ka kîjan cure wekî îyon bêne nivîsandin

Hevkêşeyeke îyonî ya paqij bi zanîna ka kîjan madde di avê de wekî îyonên veqetandî hene ve girêdayî ye. Elektrolîtên xurt hema hema bi temamî ji hev diqetin: pêkhateyên îyonî yên helînbar, asîdên xurt û bazên xurt. Wan wekî îyon binivîse dema bi (aq) nîşankirî bin. Her tiştê din formula xwe diparêze: req, şilav, gaz, asîdên qels, bazên qels, û maddeyên helandî yên molekulî yên wekî glukozê.

Asîdên xurt ên berbelav HCl, HBr, HI, HNO₃, HClO₄ û H₂SO₄ (ji bo protona wî ya yekem) in. Hema hema her asîdeke din a ku di kîmyaya giştî de rû bi rû dibî, bi HF, asîda asetîk (CH₃COOH) û asîda karbonîk jî, wekî qels bihesibîne, û wê wekî molekul bihêle. Bazên xurt hîdroksîdên koma 1 û hîdroksîdên koma 2 yên giran in. Amonyak bazeke qels e û wekî NH₃(aq) dimîne.

Îyonên pirratomî dema pêkhateyek ji hev diqete bêkêmasî dimînin. Kromata potasyûmê ya avî 2K⁺(aq) û CrO₄²⁻(aq) dide, ne îyonên potasyûm, krom û oksîjenê yên veqetandî.

Sepandina rêzikên helînbarîyê

Rêzikên helînbarîyê nimûneyên çavdêrîkirî yên ji bo pêkhateyên îyonî di avê de li nêzî germahiya odeyê kurt dikin. Helînbar tê wateya ku mîqdareke bikêr dihelê; nehelînbar tê wateya ku helînbarî ew qas kêm e ku dema îyon bi tîrêjiyên laboratuvarê yên asayî li hev dikevin req çêdibe. Tu pêkhateyeke îyonî helînbarîya wê tam sifir nîne. Lîsteya jêrîn li ser Tabloya 4.1 di OpenStax Chemistry 2e, beşa 4.2 de ye.

Ji bo pêşbînîkirina niştokekê, her îyonê ku piştî tevlihevkirinê heye lîste bike, paşê her katyonekê bi her anyonê ku ew pê re dest pê nekiriye bike cot. Heke cotbûneke nû têkeve kategoriyeke nehelînbar, ew pêkhate dinişe. Heke her cotbûna mimkûn helînbar be, wekî dema çareseriyên nîtrata potasyûmê û klorûra sodyûmê tên tevlihevkirin, îyon bi tenê bi hev re dijîn û reaksiyoneke net tune.

• Pêkhateyên katyonên koma 1 (Li⁺, Na⁺, K⁺, Rb⁺, Cs⁺) û yên NH₄⁺ helînbar in.
• Nîtrat, asetat, hîdrojen karbonat û klorat helînbar in.
• Klorîd, bromîd û îodîd helînbar in ji bilî yên Ag⁺, Hg₂²⁺ û Pb²⁺.
• Flûorîd helînbar in ji bilî yên Mg²⁺, Ca²⁺, Sr²⁺, Ba²⁺, Pb²⁺ û Fe³⁺.
• Sulfat helînbar in ji bilî yên Ag⁺, Ba²⁺, Ca²⁺, Hg₂²⁺, Pb²⁺ û Sr²⁺.
• Karbonat, kromat, fosfat û sulfîd nehelînbar in ji bilî bi katyonên koma 1 û NH₄⁺.
• Hîdroksîd nehelînbar in ji bilî bi katyonên koma 1 û Ba²⁺; Ca(OH)₂ û Sr(OH)₂ hinekî helînbar in.

Avakirina hevkêşeya îyonî ya paqij gav bi gav

Her gavek sedemek heye. Hevsengkirina hevkêşeya molekulî pêşî hejmara atoman misoger dike. Parçekirina elektrolîtên xurt nîşan dide ka di bekerê de bi rastî çi heye. Betalkirina îyonên temaşevan cureyên ku li her du aliyan bêguherîn xuya dibin û beşdarî guherînê nabin radike.

Kontrola barê xeletiyên ku jimartina atoman ji dest dide digire. Hevkêşeyeke îyonî ya paqij dikare barekî tevahî yê ne sifir hilgire, lê ew bar divê li her du aliyan wekhev be, ji ber ku bar wekî atom tê parastin.

• Hevkêşeya molekulî ya hevseng bi nîşana rewşê li ser her formulê binivîse.
• Her elektrolîta xurt a (aq) wekî îyonên veqetandî ji nû ve binivîse, bi jêrnivîs û hevberê re bipirkîne.
• Îyonên ku li her du aliyan bêguherîn xuya dibin bi xêzekê betal bike. Ev îyonên temaşevan in.
• Hevberên mayî heta hejmarên temam ên herî piçûk kêm bike.
• Kontrol bike ku her element û barê tevahî hevseng in.

Mînaka çareserkirî: niştandina kromata zîvê

Tu 18.0 mL kromata potasyûmê ya 0.0850 mol/L bi nîtrata zîvê ya avî ya zêde tevlihev dikî. Cotbûnên nû Ag⁺ bi CrO₄²⁻ û K⁺ bi NO₃⁻ ne. Zîv ne katyoneke koma 1 e, ji ber vê yekê kromata zîvê ya sor-qehweyî dinişe; nîtrata potasyûmê dihelî dimîne. Hevkêşeya molekulî: 2AgNO₃(aq) + K₂CrO₄(aq) → Ag₂CrO₄(s) + 2KNO₃(aq). Hevkêşeya îyonî ya temam: 2Ag⁺(aq) + 2NO₃⁻(aq) + 2K⁺(aq) + CrO₄²⁻(aq) → Ag₂CrO₄(s) + 2K⁺(aq) + 2NO₃⁻(aq). Betalkirina K⁺ û NO₃⁻ hevkêşeya îyonî ya paqij 2Ag⁺(aq) + CrO₄²⁻(aq) → Ag₂CrO₄(s) dide. Kontrola barê: 2(+1) + (−2) = 0 li çepê, û 0 li rastê.

Ji bo dîtina girseya niştokê, kêşên atomî yên standard ên IUPAC ên heta du cihên dehyekan bidorkirî bi kar bîne: Ag 107.87, Cr 52.00, O 16.00. Kêşa molar a Ag₂CrO₄ 2(107.87) + 52.00 + 4(16.00) = 331.74 g/mol e. Molên kromatê = 0.0180 L × 0.0850 mol/L = 1.53 × 10⁻³ mol, û hevkêşeya îyonî ya paqij ji bo her 1 mol CrO₄²⁻ 1 mol Ag₂CrO₄ dide. Girse = 1.53 × 10⁻³ mol × 331.74 g/mol = 0.508 g. Her du mîqdarên pîvandî sê reqemên girîng hene, ji ber vê yekê bersiv jî hene.

Mînakên çareserkirî: asîdeke qels û metalek di çareseriyê de

Asîda asetîk a avî bi hîdroksîda sodyûmê ya avî re reaksiyon dike: CH₃COOH(aq) + NaOH(aq) → CH₃COONa(aq) + H₂O(l). Asîda asetîk qels e, ji ber vê yekê molekulî dimîne, dema ku NaOH û asetata sodyûmê elektrolîtên xurt in. Piştî ku Na⁺ betal dibe, hevkêşeya îyonî ya paqij CH₃COOH(aq) + OH⁻(aq) → CH₃COO⁻(aq) + H₂O(l) e. Asîda nîtrîk bi hîdroksîda potasyûmê re bide ber hev, ku her du reaktant xurt in û hevkêşeya îyonî ya paqij dibe H⁺(aq) + OH⁻(aq) → H₂O(l).

Teşeyekî nîkelê ku di çareseriya nîtrata zîvê de hatiye danîn bi krîstalên zîvê tê pêçan. Nîkel ji 0 diçe +2 û zîv ji +1 diçe 0, ji ber vê yekê ev redoks e; nîtrat temaşevan e. Hevkêşeya îyonî ya paqij Ni(s) + 2Ag⁺(aq) → Ni²⁺(aq) + 2Ag(s) e. Hevbera 2 ji hêla barê ve tê hewce kirin, ne ji hêla atoman ve: Ni(s) + Ag⁺(aq) → Ni²⁺(aq) + Ag(s) her elementê hevseng dike lê barê wê yê tevahî li çepê +1 û li rastê +2 e.

Xeletiyên berbelav di hevkêşeyên îyonî de û çawa wan bigirin

Piraniya xeletiyan ji nivîsandina cureyê şaş têne, ne ji hesabê. Berî ku tiştekî betal bikî, bipirse ka her formul bi rastî di avê de wekî îyonên veqetandî heye.

Wekî kontrola dawî, hevkêşeya îyonî ya paqij wekî bûyerekî fîzîkî bixwîne. Du îyonên zîvê û yek îyona kromatê ku reqek çêdikin tiştek e ku tu dikarî temaşe bikî; hevkêşeyeke ku tenê îyonên helandî di navbera hevalan de diguherîne tu tiştî vênabêje.

• Parçekirina asîdeke qels: HF(aq) molekulî dimîne. Her asîdê bi şeş asîdên xurt re bide ber hev.
• Parçekirina niştokekê: formuleke bi (s) nîşankirî tevahî dimîne tevî ku req îyonî ye.
• Ji hev girtina îyonek pirratomî: NO₃⁻, SO₄²⁻ û CrO₄²⁻ bêkêmasî bihêle.
• Şaşrêzkirina jêrnivîsan: K₂CrO₄ 2K⁺ dide; îyona K₂⁺ tune.
• Dîtina merkûrî(I) wekî Hg⁺: ew wekî katyona diatomî Hg₂²⁺ heye.
• Hiştina hevberan bêkêmkirî, wekî 4Ag⁺ + 2CrO₄²⁻ → 2Ag₂CrO₄.
• Nivîsandina hevkêşeyeke îyonî ya paqij dema her cotbûn helînbar e û av, elektrolîteke qels an gaz çênabe, û tu tişt oksîd an kêm nabe. Bersiva rast ew e ku reaksiyon tune.