Reaksjonstyper, løselighetsregler og nettoionelikninger

Tre drivkrefter bak vandige reaksjoner

Når to løsninger blandes, skjer det en reaksjon bare hvis noe fjerner ioner fra løsningen eller flytter elektroner. Still tre spørsmål. Danner et kation fra den ene løsningen og et anion fra den andre en forbindelse med lav løselighet? Overfører en syre et proton til en base, slik at det dannes vann eller en annen svak elektrolytt? Endrer noen atomer oksidasjonstall, slik at elektroner går fra én art til en annen?

Ja på det første spørsmålet betyr en utfellingsreaksjon, ja på det andre en syre–base-reaksjon, og ja på det tredje en redoksreaksjon. Gassdannende reaksjoner som HCO₃⁻(aq) + H⁺(aq) → H₂O(l) + CO₂(g) regnes vanligvis som syre–base fordi det første trinnet er protonoverføring. Forbrenning og fortrengning av ett metall med et annet er redoksreaksjoner.

Familiene utelukker ikke hverandre. Når vandig bariumhydroksid nøytraliserer svovelsyre, Ba(OH)₂(aq) + H₂SO₄(aq) → BaSO₄(s) + 2H₂O(l), dannes det vann og et uløselig sulfat feller ut i samme reaksjon.

Å avgjøre hvilke arter som skal skrives som ioner

En nettoionelikning forutsetter at du vet hvilke stoffer som finnes som adskilte ioner i vann. Sterke elektrolytter dissosierer i praksis fullstendig: løselige ioniske forbindelser, sterke syrer og sterke baser. Skriv disse som ioner når de er merket (aq). Alt annet beholder formelen sin: faste stoffer, væsker, gasser, svake syrer, svake baser og molekylære oppløste stoffer som glukose.

De vanlige sterke syrene er HCl, HBr, HI, HNO₃, HClO₄ og H₂SO₄ (for det første protonet). Behandle nesten alle andre syrer du møter i generell kjemi, også HF, eddiksyre (CH₃COOH) og karbonsyre, som svake, og behold dem som molekyler. De sterke basene er hydroksidene i gruppe 1 og de tyngre hydroksidene i gruppe 2. Ammoniakk er en svak base og blir stående som NH₃(aq).

Fleratomige ioner forblir hele når en forbindelse dissosierer. Vandig kaliumkromat gir 2K⁺(aq) og CrO₄²⁻(aq), ikke separate kalium-, krom- og oksygenioner.

Å bruke løselighetsreglene

Løselighetsreglene oppsummerer observerte mønstre for ioniske forbindelser i vann nær romtemperatur. Løselig betyr at en nyttig mengde løses; uløselig betyr at løseligheten er så lav at et fast stoff dannes når ionene møtes ved vanlige laboratoriekonsentrasjoner. Ingen ionisk forbindelse har en løselighet som er nøyaktig null. Listen nedenfor bygger på tabell 4.1 i OpenStax Chemistry 2e, avsnitt 4.2.

For å forutsi et bunnfall lister du opp alle ioner som er til stede etter blanding, og parer hvert kation med hvert anion det ikke startet med. Hvis en ny paring havner i en uløselig kategori, feller den forbindelsen ut. Hvis alle mulige parringer er løselige, som når løsninger av kaliumnitrat og natriumklorid blandes, finnes ionene bare side om side, og det er ingen nettoreaksjon.

• Forbindelser av kationer i gruppe 1 (Li⁺, Na⁺, K⁺, Rb⁺, Cs⁺) og av NH₄⁺ er løselige.
• Nitrater, acetater, hydrogenkarbonater og klorater er løselige.
• Klorider, bromider og jodider er løselige bortsett fra de av Ag⁺, Hg₂²⁺ og Pb²⁺.
• Fluorider er løselige bortsett fra de av Mg²⁺, Ca²⁺, Sr²⁺, Ba²⁺, Pb²⁺ og Fe³⁺.
• Sulfater er løselige bortsett fra de av Ag⁺, Ba²⁺, Ca²⁺, Hg₂²⁺, Pb²⁺ og Sr²⁺.
• Karbonater, kromater, fosfater og sulfider er uløselige bortsett fra med kationer i gruppe 1 og NH₄⁺.
• Hydroksider er uløselige bortsett fra med kationer i gruppe 1 og Ba²⁺; Ca(OH)₂ og Sr(OH)₂ er svakt løselige.

Å bygge nettoionelikningen trinn for trinn

Hvert trinn har en grunn. Å balansere den molekylære likningen først sikrer atomtallene. Å dele opp sterke elektrolytter viser hva som egentlig finnes i begerglasset. Å stryke tilskuerioner fjerner arter som står uendret på begge sider og ikke tar del i endringen.

Ladningskontrollen fanger feil som en atomtelling overser. En nettoionelikning kan ha en total ladning som ikke er null, men denne ladningen må være den samme på begge sider, fordi ladning er bevart akkurat som atomer.

• Skriv den balanserte molekylære likningen med tilstandsbetegnelse på hver formel.
• Skriv om hver sterke elektrolytt merket (aq) som separate ioner, og multipliser med både indeksen og koeffisienten.
• Stryk ioner som står uendret på begge sider. Dette er tilskuerionene.
• Forkort de gjenværende koeffisientene til de minste hele tallene.
• Kontroller at hvert grunnstoff og den totale ladningen balanserer.

Regneeksempel: utfelling av sølvkromat

Du blander 18.0 mL 0.0850 mol/L kaliumkromat med overskudd av vandig sølvnitrat. De nye parringene er Ag⁺ med CrO₄²⁻ og K⁺ med NO₃⁻. Sølv er ikke et kation i gruppe 1, så rødbrunt sølvkromat feller ut; kaliumnitrat forblir oppløst. Molekylær likning: 2AgNO₃(aq) + K₂CrO₄(aq) → Ag₂CrO₄(s) + 2KNO₃(aq). Fullstendig ionelikning: 2Ag⁺(aq) + 2NO₃⁻(aq) + 2K⁺(aq) + CrO₄²⁻(aq) → Ag₂CrO₄(s) + 2K⁺(aq) + 2NO₃⁻(aq). Når K⁺ og NO₃⁻ stryker hverandre, får vi nettoionelikningen 2Ag⁺(aq) + CrO₄²⁻(aq) → Ag₂CrO₄(s). Ladningskontroll: 2(+1) + (−2) = 0 til venstre, og 0 til høyre.

For å finne massen av bunnfallet bruker du IUPACs standard atomvekter avrundet til to desimaler: Ag 107.87, Cr 52.00, O 16.00. Molar masse for Ag₂CrO₄ er 2(107.87) + 52.00 + 4(16.00) = 331.74 g/mol. Stoffmengden kromat = 0.0180 L × 0.0850 mol/L = 1.53 × 10⁻³ mol, og nettoionelikningen gir 1 mol Ag₂CrO₄ per 1 mol CrO₄²⁻. Masse = 1.53 × 10⁻³ mol × 331.74 g/mol = 0.508 g. Begge målte størrelsene har tre gjeldende siffer, så det har svaret også.

Regneeksempler: en svak syre og et metall i løsning

Vandig eddiksyre reagerer med vandig natriumhydroksid: CH₃COOH(aq) + NaOH(aq) → CH₃COONa(aq) + H₂O(l). Eddiksyre er svak, så den forblir molekylær, mens NaOH og natriumacetat er sterke elektrolytter. Når Na⁺ er strøket, er nettoionelikningen CH₃COOH(aq) + OH⁻(aq) → CH₃COO⁻(aq) + H₂O(l). Sammenlign med salpetersyre og kaliumhydroksid, der begge reaktantene er sterke og nettoionelikningen krymper til H⁺(aq) + OH⁻(aq) → H₂O(l).

En nikkelstripe som legges i sølvnitratløsning, blir dekket av sølvkrystaller. Nikkel går fra 0 til +2 og sølv fra +1 til 0, så dette er redoks; nitrat er et tilskuerion. Nettoionelikningen er Ni(s) + 2Ag⁺(aq) → Ni²⁺(aq) + 2Ag(s). Koeffisienten 2 kreves av ladningen, ikke av atomene: Ni(s) + Ag⁺(aq) → Ni²⁺(aq) + Ag(s) balanserer alle grunnstoffer, men har en total ladning på +1 til venstre og +2 til høyre.

Vanlige feil i ionelikninger og hvordan du fanger dem

De fleste feil kommer av at man skriver feil arter, ikke av regningen. Før du stryker noe, bør du spørre om hver formel virkelig finnes som separate ioner i vann.

Som en siste kontroll leser du nettoionelikningen som en fysisk hendelse. To sølvioner og ett kromation som danner et fast stoff er noe du kunne sett; en likning som bare bytter oppløste ioner mellom partnere, beskriver ingenting.

• Å dele opp en svak syre: HF(aq) forblir molekylær. Sammenlign enhver syre med de seks sterke syrene.
• Å dele opp et bunnfall: en formel merket (s) forblir hel selv om det faste stoffet er ionisk.
• Å bryte et fleratomig ion fra hverandre: behold NO₃⁻, SO₄²⁻ og CrO₄²⁻ hele.
• Å plassere indekser feil: K₂CrO₄ gir 2K⁺; det finnes ikke noe K₂⁺-ion.
• Å behandle kvikksølv(I) som Hg⁺: det finnes som det toatomige kationet Hg₂²⁺.
• Å la koeffisienter stå uforkortet, som 4Ag⁺ + 2CrO₄²⁻ → 2Ag₂CrO₄.
• Å skrive en nettoionelikning når alle parringer er løselige og det ikke dannes vann, svak elektrolytt eller gass, og ingenting oksideres eller reduseres. Det riktige svaret er ingen reaksjon.