Reakciju veidi, šķīdības vadlīnijas un jonu saīsinātie vienādojumi

Trīs ūdens šķīdumu reakciju dzinējspēki

Sajaucot divus šķīdumus, reakcija notiek tikai tad, ja kaut kas aizvāc jonus no šķīduma vai pārvieto elektronus. Uzdodiet trīs jautājumus. Vai viena šķīduma katjons un otra šķīduma anjons veido savienojumu ar zemu šķīdību? Vai skābe nodod protonu bāzei, veidojot ūdeni vai citu vāju elektrolītu? Vai kādiem atomiem mainās oksidēšanas pakāpe, tā ka elektroni pāriet no vienas daļiņas uz citu?

Atbilde "jā" uz pirmo jautājumu nozīmē izgulsnēšanās reakciju, uz otro skābju un bāzu reakciju un uz trešo redoksreakciju. Gāzi veidojošās reakcijas, piemēram, HCO₃⁻(aq) + H⁺(aq) → H₂O(l) + CO₂(g), parasti ierindo skābju un bāzu reakcijās, jo pirmais solis ir protonu pārnese. Sadegšana un viena metāla izspiešana ar citu ir redoksreakcijas.

Saimes nav savstarpēji izslēdzošas. Kad bārija hidroksīda ūdens šķīdums neitralizē sērskābi, Ba(OH)₂(aq) + H₂SO₄(aq) → BaSO₄(s) + 2H₂O(l), vienā reakcijā veidojas ūdens un izgulsnējas nešķīstošs sulfāts.

Kā izlemt, kuras daļiņas rakstīt kā jonus

Jonu saīsinātais vienādojums ir atkarīgs no tā, kuras vielas ūdenī pastāv kā atdalīti joni. Stiprie elektrolīti disociē praktiski pilnībā: šķīstoši jonu savienojumi, stiprās skābes un stiprās bāzes. Rakstiet tos kā jonus, ja tie apzīmēti ar (aq). Viss pārējais saglabā savu formulu: cietas vielas, šķidrumi, gāzes, vājās skābes, vājās bāzes un molekulāras izšķīdušās vielas, piemēram, glikoze.

Parastās stiprās skābes ir HCl, HBr, HI, HNO₃, HClO₄ un H₂SO₄ (pirmajam protonam). Gandrīz visas pārējās skābes, ar kurām sastapsieties vispārīgajā ķīmijā, tostarp HF, etiķskābi (CH₃COOH) un ogļskābi, uzskatiet par vājām un saglabājiet kā molekulas. Stiprās bāzes ir 1. grupas hidroksīdi un smagākie 2. grupas hidroksīdi. Amonjaks ir vāja bāze un paliek kā NH₃(aq).

Poliatomiskie joni paliek neskarti, kad savienojums disociē. Kālija hromāta ūdens šķīdums dod 2K⁺(aq) un CrO₄²⁻(aq), nevis atsevišķus kālija, hroma un skābekļa jonus.

Šķīdības vadlīniju pielietošana

Šķīdības vadlīnijas apkopo novērotas likumsakarības jonu savienojumiem ūdenī aptuveni istabas temperatūrā. Šķīstošs nozīmē, ka izšķīst lietderīgs daudzums; nešķīstošs nozīmē, ka šķīdība ir tik zema, ka, jonu satiekoties parastās laboratorijas koncentrācijās, veidojas cieta viela. Nevienam jonu savienojumam šķīdība nav tieši nulle. Tālāk sniegtais saraksts balstīts uz OpenStax Chemistry 2e 4.1. tabulu 4.2. nodaļā.

Lai paredzētu nogulsnes, uzskaitiet visus jonus, kas ir klāt pēc sajaukšanas, pēc tam savienojiet katru katjonu ar katru anjonu, ar kuru tas sākumā nebija kopā. Ja kāds jauns pāris ietilpst nešķīstošajā kategorijā, šis savienojums izgulsnējas. Ja katrs iespējamais pāris ir šķīstošs, kā tad, kad sajauc kālija nitrāta un nātrija hlorīda šķīdumus, joni vienkārši līdzāspastāv un tīras reakcijas nav.

• 1. grupas katjonu (Li⁺, Na⁺, K⁺, Rb⁺, Cs⁺) un NH₄⁺ savienojumi ir šķīstoši.
• Nitrāti, acetāti, hidrogēnkarbonāti un hlorāti ir šķīstoši.
• Hlorīdi, bromīdi un jodīdi ir šķīstoši, izņemot Ag⁺, Hg₂²⁺ un Pb²⁺ savienojumus.
• Fluorīdi ir šķīstoši, izņemot Mg²⁺, Ca²⁺, Sr²⁺, Ba²⁺, Pb²⁺ un Fe³⁺ savienojumus.
• Sulfāti ir šķīstoši, izņemot Ag⁺, Ba²⁺, Ca²⁺, Hg₂²⁺, Pb²⁺ un Sr²⁺ savienojumus.
• Karbonāti, hromāti, fosfāti un sulfīdi ir nešķīstoši, izņemot savienojumus ar 1. grupas katjoniem un NH₄⁺.
• Hidroksīdi ir nešķīstoši, izņemot savienojumus ar 1. grupas katjoniem un Ba²⁺; Ca(OH)₂ un Sr(OH)₂ ir nedaudz šķīstoši.

Jonu saīsinātā vienādojuma veidošana soli pa solim

Katram solim ir iemesls. Vispirms izlīdzinot molekulāro vienādojumu, tiek garantēts atomu skaits. Stipro elektrolītu sadalīšana parāda, kas patiešām atrodas glāzē. Novērotājjonu saīsināšana likvidē daļiņas, kas abās pusēs parādās nemainītas un nepiedalās izmaiņā.

Lādiņa pārbaude pamana kļūdas, ko atomu skaitīšana nepamana. Jonu saīsinātam vienādojumam var būt kopējais lādiņš, kas nav nulle, taču šim lādiņam abās pusēs jābūt vienādam, jo lādiņš tiek saglabāts tāpat kā atomi.

• Uzrakstiet izlīdzināto molekulāro vienādojumu, pie katras formulas norādot stāvokļa simbolu.
• Pārrakstiet katru (aq) stipro elektrolītu kā atsevišķus jonus, reizinot ar apakšindeksu un koeficientu.
• Izsvītrojiet jonus, kas abās pusēs parādās nemainīti. Tie ir novērotājjoni.
• Saīsiniet atlikušos koeficientus līdz mazākajiem veselajiem skaitļiem.
• Pārbaudiet, vai katrs elements un kopējais lādiņš ir izlīdzināts.

Risināts piemērs: sudraba hromāta izgulsnēšana

Jūs sajaucat 18.0 mL 0.0850 mol/L kālija hromāta ar sudraba nitrāta ūdens šķīduma pārpalikumu. Jaunie pāri ir Ag⁺ ar CrO₄²⁻ un K⁺ ar NO₃⁻. Sudrabs nav 1. grupas katjons, tāpēc izgulsnējas sarkanbrūns sudraba hromāts; kālija nitrāts paliek izšķīdis. Molekulārais vienādojums: 2AgNO₃(aq) + K₂CrO₄(aq) → Ag₂CrO₄(s) + 2KNO₃(aq). Pilnais jonu vienādojums: 2Ag⁺(aq) + 2NO₃⁻(aq) + 2K⁺(aq) + CrO₄²⁻(aq) → Ag₂CrO₄(s) + 2K⁺(aq) + 2NO₃⁻(aq). Saīsinot K⁺ un NO₃⁻, iegūst jonu saīsināto vienādojumu 2Ag⁺(aq) + CrO₄²⁻(aq) → Ag₂CrO₄(s). Lādiņa pārbaude: 2(+1) + (−2) = 0 kreisajā pusē un 0 labajā pusē.

Lai atrastu nogulšņu masu, izmantojiet IUPAC standarta atomsvarus, noapaļotus līdz divām decimālzīmēm: Ag 107.87, Cr 52.00, O 16.00. Ag₂CrO₄ molārā masa ir 2(107.87) + 52.00 + 4(16.00) = 331.74 g/mol. Hromāta daudzums = 0.0180 L × 0.0850 mol/L = 1.53 × 10⁻³ mol, un jonu saīsinātais vienādojums dod 1 mol Ag₂CrO₄ uz 1 mol CrO₄²⁻. Masa = 1.53 × 10⁻³ mol × 331.74 g/mol = 0.508 g. Abiem izmērītajiem lielumiem ir trīs nozīmīgie cipari, tāpēc arī atbildei.

Risināti piemēri: vāja skābe un metāls šķīdumā

Etiķskābes ūdens šķīdums reaģē ar nātrija hidroksīda ūdens šķīdumu: CH₃COOH(aq) + NaOH(aq) → CH₃COONa(aq) + H₂O(l). Etiķskābe ir vāja, tāpēc paliek molekulāra, bet NaOH un nātrija acetāts ir stipri elektrolīti. Pēc Na⁺ saīsināšanas jonu saīsinātais vienādojums ir CH₃COOH(aq) + OH⁻(aq) → CH₃COO⁻(aq) + H₂O(l). Salīdziniet slāpekļskābi ar kālija hidroksīdu, kur abi reaģenti ir stipri un jonu saīsinātais vienādojums sarūk līdz H⁺(aq) + OH⁻(aq) → H₂O(l).

Niķeļa strēmele, kas ievietota sudraba nitrāta šķīdumā, pārklājas ar sudraba kristāliem. Niķelis no 0 pāriet uz +2, bet sudrabs no +1 uz 0, tāpēc tā ir redoksreakcija; nitrāts ir novērotājjons. Jonu saīsinātais vienādojums ir Ni(s) + 2Ag⁺(aq) → Ni²⁺(aq) + 2Ag(s). Koeficientu 2 prasa lādiņš, nevis atomi: Ni(s) + Ag⁺(aq) → Ni²⁺(aq) + Ag(s) izlīdzina katru elementu, bet kopējais lādiņš ir +1 kreisajā pusē un +2 labajā.

Biežākās kļūdas jonu vienādojumos un kā tās pamanīt

Lielākā daļa kļūdu rodas, rakstot nepareizas daļiņas, nevis aritmētikas dēļ. Pirms ko saīsināt, jautājiet, vai katra formula ūdenī patiešām pastāv kā atsevišķi joni.

Kā pēdējo pārbaudi izlasiet jonu saīsināto vienādojumu kā fizisku notikumu. Divi sudraba joni un viens hromāta jons, kas veido cietu vielu, ir kaut kas tāds, ko varētu novērot; vienādojums, kas tikai apmaina izšķīdušos jonus starp partneriem, neapraksta neko.

• Vājas skābes sadalīšana: HF(aq) paliek molekulāra. Salīdziniet jebkuru skābi ar sešām stiprajām skābēm.
• Nogulšņu sadalīšana: formula ar (s) paliek vesela, kaut arī cietā viela ir jonu savienojums.
• Poliatomiska jona sadalīšana: saglabājiet NO₃⁻, SO₄²⁻ un CrO₄²⁻ neskartus.
• Apakšindeksu nepareiza novietošana: K₂CrO₄ dod 2K⁺; jona K₂⁺ nav.
• Dzīvsudraba(I) uzskatīšana par Hg⁺: tas pastāv kā divatomu katjons Hg₂²⁺.
• Koeficientu atstāšana nesaīsinātus, piemēram, 4Ag⁺ + 2CrO₄²⁻ → 2Ag₂CrO₄.
• Jonu saīsinātā vienādojuma rakstīšana, kad katrs pāris ir šķīstošs, neveidojas ūdens, vājš elektrolīts vai gāze un nekas netiek oksidēts vai reducēts. Pareizā atbilde ir, ka reakcijas nav.