Reakcijų tipai, tirpumo gairės ir grynosios joninės lygtys

Trys vandeninių reakcijų varomosios jėgos

Sumaišius du tirpalus, reakcija vyksta tik tada, jei kažkas pašalina jonus iš tirpalo arba perkelia elektronus. Užduokite tris klausimus. Ar vieno tirpalo katijonas ir kito anijonas sudaro mažai tirpų junginį? Ar rūgštis perduoda protoną bazei, sudarydama vandenį ar kitą silpną elektrolitą? Ar kurių nors atomų oksidacijos laipsnis kinta, taip kad elektronai pereina iš vienos dalelės į kitą?

Atsakymas „taip“ į pirmąjį klausimą reiškia nusodinimo reakciją, į antrąjį – rūgšties ir bazės reakciją, o į trečiąjį – redokso reakciją. Dujas išskiriančios reakcijos, pavyzdžiui, HCO₃⁻(aq) + H⁺(aq) → H₂O(l) + CO₂(g), paprastai priskiriamos rūgščių ir bazių reakcijoms, nes pirmasis žingsnis yra protono perdavimas. Degimas ir vieno metalo išstūmimas kitu yra redokso reakcijos.

Šeimos nėra išimtinės. Kai vandeninis bario hidroksidas neutralizuoja sieros rūgštį, Ba(OH)₂(aq) + H₂SO₄(aq) → BaSO₄(s) + 2H₂O(l), toje pačioje reakcijoje susidaro vanduo ir nusėda netirpus sulfatas.

Sprendimas, kurias daleles rašyti kaip jonus

Grynoji joninė lygtis priklauso nuo to, kurios medžiagos vandenyje egzistuoja kaip atsiskyrę jonai. Stiprieji elektrolitai disocijuoja beveik visiškai: tirpūs joniniai junginiai, stiprios rūgštys ir stiprios bazės. Rašykite juos kaip jonus, kai jie pažymėti (aq). Visa kita išlaiko savo formulę: kietosios medžiagos, skysčiai, dujos, silpnos rūgštys, silpnos bazės ir molekuliniai tirpiniai, pavyzdžiui, gliukozė.

Įprastos stipriosios rūgštys yra HCl, HBr, HI, HNO₃, HClO₄ ir H₂SO₄ (pirmajam protonui). Beveik visas kitas bendrojoje chemijoje sutinkamas rūgštis, įskaitant HF, acto rūgštį (CH₃COOH) ir anglies rūgštį, laikykite silpnomis ir palikite kaip molekules. Stiprios bazės yra 1 grupės hidroksidai ir sunkesnieji 2 grupės hidroksidai. Amoniakas yra silpna bazė ir lieka kaip NH₃(aq).

Junginiui disocijuojant, daugiaatomiai jonai lieka nepakitę. Vandeninis kalio chromatas duoda 2K⁺(aq) ir CrO₄²⁻(aq), o ne atskirus kalio, chromo ir deguonies jonus.

Tirpumo gairių taikymas

Tirpumo gairės apibendrina stebėtus joninių junginių dėsningumus vandenyje netoli kambario temperatūros. Tirpus reiškia, kad ištirpsta naudingas kiekis; netirpus reiškia, kad tirpumas yra pakankamai mažas, kad jonams susitikus įprastose laboratorinėse koncentracijose susidarytų kieta medžiaga. Joks joninis junginys neturi tirpumo, lygaus tiksliai nuliui. Toliau pateiktas sąrašas pagrįstas OpenStax Chemistry 2e 4.2 skyriaus 4.1 lentele.

Norėdami nuspėti nuosėdas, išvardykite kiekvieną po sumaišymo esantį joną, tada kiekvieną katijoną sudėkite į porą su kiekvienu anijonu, su kuriuo jis nepradėjo. Jei kuri nors nauja pora patenka į netirpią kategoriją, tas junginys nusėda. Jei kiekviena galima pora yra tirpi, kaip sumaišius kalio nitrato ir natrio chlorido tirpalus, jonai tiesiog egzistuoja drauge ir grynosios reakcijos nėra.

• 1 grupės katijonų (Li⁺, Na⁺, K⁺, Rb⁺, Cs⁺) ir NH₄⁺ junginiai yra tirpūs.
• Nitratai, acetatai, vandenilio karbonatai ir chloratai yra tirpūs.
• Chloridai, bromidai ir jodidai yra tirpūs, išskyrus Ag⁺, Hg₂²⁺ ir Pb²⁺ junginius.
• Fluoridai yra tirpūs, išskyrus Mg²⁺, Ca²⁺, Sr²⁺, Ba²⁺, Pb²⁺ ir Fe³⁺ junginius.
• Sulfatai yra tirpūs, išskyrus Ag⁺, Ba²⁺, Ca²⁺, Hg₂²⁺, Pb²⁺ ir Sr²⁺ junginius.
• Karbonatai, chromatai, fosfatai ir sulfidai yra netirpūs, išskyrus junginius su 1 grupės katijonais ir NH₄⁺.
• Hidroksidai yra netirpūs, išskyrus junginius su 1 grupės katijonais ir Ba²⁺; Ca(OH)₂ ir Sr(OH)₂ yra šiek tiek tirpūs.

Grynosios joninės lygties sudarymas žingsnis po žingsnio

Kiekvienas žingsnis turi savo priežastį. Pirmiausia suderinus molekulinę lygtį, užtikrinamas atomų skaičius. Stipriųjų elektrolitų skaidymas parodo, kas iš tikrųjų yra stiklinėje. Jonų stebėtojų prastinimas pašalina daleles, kurios abiejose pusėse atrodo nepakitusios ir nedalyvauja pokytyje.

Krūvio patikra pastebi klaidas, kurių nepastebi atomų skaičiavimas. Grynoji joninė lygtis gali turėti nenulinį bendrą krūvį, tačiau tas krūvis abiejose pusėse turi būti toks pats, nes krūvis išlieka, kaip ir atomai.

• Užrašykite suderintą molekulinę lygtį su būsenos simboliu prie kiekvienos formulės.
• Perrašykite kiekvieną (aq) stiprųjį elektrolitą kaip atskirus jonus, dauginant ir iš indekso, ir iš koeficiento.
• Išbraukite jonus, kurie abiejose pusėse atrodo nepakitę. Tai yra jonai stebėtojai.
• Sumažinkite likusius koeficientus iki mažiausių sveikųjų skaičių.
• Patikrinkite, ar kiekvienas elementas ir bendras krūvis suderinti.

Išspręstas pavyzdys: sidabro chromato nusodinimas

Sumaišote 18.0 mL 0.0850 mol/L kalio chromato su sidabro nitrato vandeninio tirpalo pertekliumi. Naujos poros yra Ag⁺ su CrO₄²⁻ ir K⁺ su NO₃⁻. Sidabras nėra 1 grupės katijonas, todėl nusėda raudonai rudas sidabro chromatas; kalio nitratas lieka ištirpęs. Molekulinė lygtis: 2AgNO₃(aq) + K₂CrO₄(aq) → Ag₂CrO₄(s) + 2KNO₃(aq). Pilnoji joninė lygtis: 2Ag⁺(aq) + 2NO₃⁻(aq) + 2K⁺(aq) + CrO₄²⁻(aq) → Ag₂CrO₄(s) + 2K⁺(aq) + 2NO₃⁻(aq). Suprastinus K⁺ ir NO₃⁻, gaunama grynoji joninė lygtis 2Ag⁺(aq) + CrO₄²⁻(aq) → Ag₂CrO₄(s). Krūvio patikra: 2(+1) + (−2) = 0 kairėje ir 0 dešinėje.

Norėdami rasti nuosėdų masę, naudokite IUPAC standartines atomines mases, suapvalintas iki dviejų skaitmenų po kablelio: Ag 107.87, Cr 52.00, O 16.00. Ag₂CrO₄ molinė masė yra 2(107.87) + 52.00 + 4(16.00) = 331.74 g/mol. Chromato kiekis = 0.0180 L × 0.0850 mol/L = 1.53 × 10⁻³ mol, o grynoji joninė lygtis duoda 1 mol Ag₂CrO₄ vienam moliui CrO₄²⁻. Masė = 1.53 × 10⁻³ mol × 331.74 g/mol = 0.508 g. Abu išmatuoti dydžiai turi tris reikšminius skaitmenis, todėl ir atsakymas.

Išspręsti pavyzdžiai: silpna rūgštis ir metalas tirpale

Vandeninė acto rūgštis reaguoja su vandeniniu natrio hidroksidu: CH₃COOH(aq) + NaOH(aq) → CH₃COONa(aq) + H₂O(l). Acto rūgštis silpna, todėl lieka molekulinė, o NaOH ir natrio acetatas yra stiprieji elektrolitai. Suprastinus Na⁺, grynoji joninė lygtis yra CH₃COOH(aq) + OH⁻(aq) → CH₃COO⁻(aq) + H₂O(l). Palyginkite su azoto rūgštimi ir kalio hidroksidu, kur abu reagentai yra stiprūs, ir grynoji joninė lygtis susitraukia iki H⁺(aq) + OH⁻(aq) → H₂O(l).

Nikelio juostelė, įmerkta į sidabro nitrato tirpalą, pasidengia sidabro kristalais. Nikelis pasikeičia nuo 0 iki +2, o sidabras – nuo +1 iki 0, todėl tai redoksas; nitratas yra stebėtojas. Grynoji joninė lygtis yra Ni(s) + 2Ag⁺(aq) → Ni²⁺(aq) + 2Ag(s). Koeficientą 2 lemia krūvis, o ne atomai: Ni(s) + Ag⁺(aq) → Ni²⁺(aq) + Ag(s) suderina kiekvieną elementą, bet bendras krūvis yra +1 kairėje ir +2 dešinėje.

Dažnos joninių lygčių klaidos ir kaip jas pastebėti

Dauguma klaidų kyla rašant netinkamas daleles, o ne dėl aritmetikos. Prieš ką nors prastindami paklauskite, ar kiekviena formulė tikrai egzistuoja vandenyje kaip atskiri jonai.

Kaip paskutinę patikrą, perskaitykite grynąją jonine lygtį kaip fizinį įvykį. Du sidabro jonai ir vienas chromato jonas, sudarantys kietą medžiagą, yra tai, ką galėtumėte stebėti; lygtis, kuri tik sukeičia ištirpusius jonus tarp partnerių, nieko neaprašo.

• Silpnos rūgšties skaidymas: HF(aq) lieka molekulinis. Palyginkite bet kurią rūgštį su šešiomis stipriosiomis rūgštimis.
• Nuosėdų skaidymas: formulė, pažymėta (s), lieka vientisa, nors kietoji medžiaga yra joninė.
• Daugiaatomio jono suskaidymas: NO₃⁻, SO₄²⁻ ir CrO₄²⁻ palikite nepakitusius.
• Indeksų painiojimas: K₂CrO₄ duoda 2K⁺; jono K₂⁺ nėra.
• Gyvsidabrio(I) laikymas Hg⁺: jis egzistuoja kaip dviatomis katijonas Hg₂²⁺.
• Nesumažintų koeficientų palikimas, pavyzdžiui, 4Ag⁺ + 2CrO₄²⁻ → 2Ag₂CrO₄.
• Grynosios joninės lygties rašymas, kai visos poros tirpios ir nesusidaro nei vanduo, nei silpnas elektrolitas, nei dujos, ir niekas neoksiduojasi ar nesiredukuoja. Teisingas atsakymas yra reakcijos nėra.