Reactietypen, oplosbaarheidsrichtlijnen en netto-ionvergelijkingen

Drie drijvende krachten achter waterige reacties

Wanneer twee oplossingen worden gemengd, vindt een reactie alleen plaats als er iets ionen uit de oplossing verwijdert of elektronen verplaatst. Stel drie vragen. Vormen een kation uit de ene oplossing en een anion uit de andere een verbinding met een lage oplosbaarheid? Draagt een zuur een proton over aan een base, waarbij water of een ander zwak elektrolyt ontstaat? Verandert het oxidatiegetal van atomen, zodat elektronen van het ene deeltje naar het andere gaan?

Een ja op de eerste vraag betekent een neerslagreactie, een ja op de tweede een zuur-basereactie en een ja op de derde een redoxreactie. Reacties waarbij gas ontstaat, zoals HCO₃⁻(aq) + H⁺(aq) → H₂O(l) + CO₂(g), worden meestal bij de zuur-basereacties ingedeeld omdat de eerste stap protonoverdracht is. Verbranding en de verdringing van het ene metaal door het andere zijn redoxreacties.

De families sluiten elkaar niet uit. Wanneer waterig bariumhydroxide zwavelzuur neutraliseert, Ba(OH)₂(aq) + H₂SO₄(aq) → BaSO₄(s) + 2H₂O(l), ontstaat water en slaat tegelijk in dezelfde reactie een onoplosbaar sulfaat neer.

Beslissen welke deeltjes je als ionen schrijft

Een netto-ionvergelijking hangt ervan af dat je weet welke stoffen in water als gescheiden ionen bestaan. Sterke elektrolyten dissociëren vrijwel volledig: oplosbare ionaire verbindingen, sterke zuren en sterke basen. Schrijf deze als ionen wanneer ze (aq) zijn. Al het andere houdt zijn formule: vaste stoffen, vloeistoffen, gassen, zwakke zuren, zwakke basen en moleculaire opgeloste stoffen zoals glucose.

De gangbare sterke zuren zijn HCl, HBr, HI, HNO₃, HClO₄ en H₂SO₄ (voor zijn eerste proton). Behandel vrijwel elk ander zuur dat je in de algemene scheikunde tegenkomt, waaronder HF, azijnzuur (CH₃COOH) en koolzuur, als zwak en laat het als molecuul staan. De sterke basen zijn de hydroxiden van groep 1 en de zwaardere hydroxiden van groep 2. Ammoniak is een zwakke base en blijft NH₃(aq).

Meeratomige ionen blijven intact wanneer een verbinding dissocieert. Waterig kaliumchromaat geeft 2K⁺(aq) en CrO₄²⁻(aq), niet afzonderlijke kalium-, chroom- en zuurstofionen.

De oplosbaarheidsrichtlijnen toepassen

De oplosbaarheidsrichtlijnen vatten waargenomen patronen samen voor ionaire verbindingen in water bij ongeveer kamertemperatuur. Oplosbaar betekent dat een bruikbare hoeveelheid oplost; onoplosbaar betekent dat de oplosbaarheid laag genoeg is dat een vaste stof ontstaat wanneer de ionen elkaar bij gewone laboratoriumconcentraties ontmoeten. Geen enkele ionaire verbinding heeft een oplosbaarheid van precies nul. De onderstaande lijst is gebaseerd op Tabel 4.1 in OpenStax Chemistry 2e, paragraaf 4.2.

Om een neerslag te voorspellen, maak je een lijst van alle ionen die na het mengen aanwezig zijn en combineer je elk kation met elk anion waarmee het niet begon. Als een nieuwe combinatie in een onoplosbare categorie valt, slaat die verbinding neer. Als elke mogelijke combinatie oplosbaar is, zoals bij het mengen van oplossingen van kaliumnitraat en natriumchloride, bestaan de ionen gewoon naast elkaar en is er geen netto reactie.

• Verbindingen van kationen van groep 1 (Li⁺, Na⁺, K⁺, Rb⁺, Cs⁺) en van NH₄⁺ zijn oplosbaar.
• Nitraten, acetaten, waterstofcarbonaten en chloraten zijn oplosbaar.
• Chloriden, bromiden en jodiden zijn oplosbaar, behalve die van Ag⁺, Hg₂²⁺ en Pb²⁺.
• Fluoriden zijn oplosbaar, behalve die van Mg²⁺, Ca²⁺, Sr²⁺, Ba²⁺, Pb²⁺ en Fe³⁺.
• Sulfaten zijn oplosbaar, behalve die van Ag⁺, Ba²⁺, Ca²⁺, Hg₂²⁺, Pb²⁺ en Sr²⁺.
• Carbonaten, chromaten, fosfaten en sulfiden zijn onoplosbaar, behalve met kationen van groep 1 en NH₄⁺.
• Hydroxiden zijn onoplosbaar, behalve met kationen van groep 1 en Ba²⁺; Ca(OH)₂ en Sr(OH)₂ zijn matig oplosbaar.

De netto-ionvergelijking stap voor stap opstellen

Elke stap heeft een reden. Door eerst de moleculaire vergelijking kloppend te maken, zijn de atoomaantallen gegarandeerd. Het splitsen van sterke elektrolyten laat zien wat er werkelijk in het bekerglas zit. Het wegstrepen van toeschouwerionen verwijdert deeltjes die aan beide kanten ongewijzigd voorkomen en niet aan de verandering meedoen.

De ladingscontrole vangt fouten op die een atoomtelling mist. Een netto-ionvergelijking kan een totale lading ongelijk aan nul hebben, maar die lading moet aan beide kanten gelijk zijn, omdat lading behouden blijft net als atomen.

• Schrijf de kloppende moleculaire vergelijking met een toestandsaanduiding bij elke formule.
• Schrijf elk sterk elektrolyt met (aq) om als afzonderlijke ionen, vermenigvuldigd met zowel de index als de coëfficiënt.
• Streep ionen weg die aan beide kanten ongewijzigd voorkomen. Dit zijn de toeschouwerionen.
• Breng de resterende coëfficiënten terug tot de kleinste gehele getallen.
• Controleer of elk element en de totale lading kloppen.

Uitgewerkt voorbeeld: zilverchromaat neerslaan

Je mengt 18.0 mL 0.0850 mol/L kaliumchromaat met een overmaat waterig zilvernitraat. De nieuwe combinaties zijn Ag⁺ met CrO₄²⁻ en K⁺ met NO₃⁻. Zilver is geen kation van groep 1, dus roodbruin zilverchromaat slaat neer; kaliumnitraat blijft opgelost. Moleculaire vergelijking: 2AgNO₃(aq) + K₂CrO₄(aq) → Ag₂CrO₄(s) + 2KNO₃(aq). Volledige ionvergelijking: 2Ag⁺(aq) + 2NO₃⁻(aq) + 2K⁺(aq) + CrO₄²⁻(aq) → Ag₂CrO₄(s) + 2K⁺(aq) + 2NO₃⁻(aq). Het wegstrepen van K⁺ en NO₃⁻ geeft de netto-ionvergelijking 2Ag⁺(aq) + CrO₄²⁻(aq) → Ag₂CrO₄(s). Ladingscontrole: 2(+1) + (−2) = 0 links, en 0 rechts.

Gebruik om de massa van het neerslag te vinden de standaard atoomgewichten van IUPAC, afgerond op twee decimalen: Ag 107.87, Cr 52.00, O 16.00. De molaire massa van Ag₂CrO₄ is 2(107.87) + 52.00 + 4(16.00) = 331.74 g/mol. Mol chromaat = 0.0180 L × 0.0850 mol/L = 1.53 × 10⁻³ mol, en de netto-ionvergelijking geeft 1 mol Ag₂CrO₄ per 1 mol CrO₄²⁻. Massa = 1.53 × 10⁻³ mol × 331.74 g/mol = 0.508 g. Beide gemeten grootheden hebben drie significante cijfers, dus het antwoord ook.

Uitgewerkte voorbeelden: een zwak zuur en een metaal in oplossing

Waterig azijnzuur reageert met waterige natriumhydroxide: CH₃COOH(aq) + NaOH(aq) → CH₃COONa(aq) + H₂O(l). Azijnzuur is zwak en blijft dus moleculair, terwijl NaOH en natriumacetaat sterke elektrolyten zijn. Nadat Na⁺ is weggestreept, is de netto-ionvergelijking CH₃COOH(aq) + OH⁻(aq) → CH₃COO⁻(aq) + H₂O(l). Vergelijk salpeterzuur met kaliumhydroxide, waar beide reactanten sterk zijn en de netto-ionvergelijking inkrimpt tot H⁺(aq) + OH⁻(aq) → H₂O(l).

Een reepje nikkel in een zilvernitraatoplossing raakt bedekt met zilverkristallen. Nikkel gaat van 0 naar +2 en zilver van +1 naar 0, dus dit is een redoxreactie; nitraat is een toeschouwer. De netto-ionvergelijking is Ni(s) + 2Ag⁺(aq) → Ni²⁺(aq) + 2Ag(s). De coëfficiënt 2 is vereist door de lading, niet door de atomen: Ni(s) + Ag⁺(aq) → Ni²⁺(aq) + Ag(s) klopt voor elk element, maar heeft een totale lading van +1 links en +2 rechts.

Veelgemaakte fouten in ionvergelijkingen en hoe je ze opspoort

De meeste fouten komen voort uit het opschrijven van de verkeerde deeltjes, niet uit rekenwerk. Vraag je af voordat je iets wegstreept of elke formule in water werkelijk als afzonderlijke ionen bestaat.

Lees de netto-ionvergelijking als laatste controle als een fysieke gebeurtenis. Twee zilverionen en één chromaation die een vaste stof vormen, is iets wat je zou kunnen waarnemen; een vergelijking die alleen opgeloste ionen tussen partners verwisselt, beschrijft niets.

• Een zwak zuur splitsen: HF(aq) blijft moleculair. Vergelijk elk zuur met de zes sterke zuren.
• Een neerslag splitsen: een formule met (s) blijft heel, ook al is de vaste stof ionair.
• Een meeratomig ion uit elkaar halen: houd NO₃⁻, SO₄²⁻ en CrO₄²⁻ intact.
• Indices verkeerd plaatsen: K₂CrO₄ geeft 2K⁺; er bestaat geen K₂⁺-ion.
• Kwik(I) behandelen als Hg⁺: het bestaat als het tweeatomige kation Hg₂²⁺.
• Coëfficiënten niet vereenvoudigen, zoals 4Ag⁺ + 2CrO₄²⁻ → 2Ag₂CrO₄.
• Een netto-ionvergelijking schrijven terwijl elke combinatie oplosbaar is, er geen water, zwak elektrolyt of gas ontstaat en niets wordt geoxideerd of gereduceerd. Het juiste antwoord is geen reactie.