Typy reakcji, zasady rozpuszczalności i równania jonowe skrócone

Trzy siły napędowe reakcji w roztworach wodnych

Po zmieszaniu dwóch roztworów reakcja zachodzi tylko wtedy, gdy coś usuwa jony z roztworu lub przenosi elektrony. Zadaj trzy pytania. Czy kation z jednego roztworu i anion z drugiego tworzą związek o niskiej rozpuszczalności? Czy kwas przekazuje proton zasadzie, tworząc wodę lub inny słaby elektrolit? Czy jakiekolwiek atomy zmieniają stopień utlenienia, tak że elektrony przechodzą z jednego indywiduum na inne?

Odpowiedź twierdząca na pierwsze pytanie oznacza reakcję strącania, na drugie reakcję kwasowo-zasadową, a na trzecie reakcję redoks. Reakcje z wydzielaniem gazu, takie jak HCO₃⁻(aq) + H⁺(aq) → H₂O(l) + CO₂(g), zwykle zalicza się do kwasowo-zasadowych, ponieważ pierwszym krokiem jest przeniesienie protonu. Spalanie i wypieranie jednego metalu przez inny to reakcje redoks.

Te rodziny nie wykluczają się wzajemnie. Gdy wodny wodorotlenek baru zobojętnia kwas siarkowy, Ba(OH)₂(aq) + H₂SO₄(aq) → BaSO₄(s) + 2H₂O(l), w tej samej reakcji powstaje woda i wytrąca się nierozpuszczalny siarczan.

Decydowanie, które indywidua zapisać jako jony

Równanie jonowe skrócone zależy od wiedzy, które substancje występują w wodzie jako rozdzielone jony. Mocne elektrolity dysocjują praktycznie całkowicie: rozpuszczalne związki jonowe, mocne kwasy i mocne zasady. Zapisuj je jako jony, gdy mają oznaczenie (aq). Wszystko inne zachowuje swój wzór: substancje stałe, ciecze, gazy, słabe kwasy, słabe zasady i cząsteczkowe substancje rozpuszczone, takie jak glukoza.

Typowe mocne kwasy to HCl, HBr, HI, HNO₃, HClO₄ i H₂SO₄ (w odniesieniu do pierwszego protonu). Prawie każdy inny kwas, z którym zetkniesz się na chemii ogólnej, w tym HF, kwas octowy (CH₃COOH) i kwas węglowy, traktuj jako słaby i zachowaj go jako cząsteczkę. Mocne zasady to wodorotlenki 1. grupy i cięższe wodorotlenki 2. grupy. Amoniak jest słabą zasadą i pozostaje jako NH₃(aq).

Jony wieloatomowe pozostają nienaruszone, gdy związek dysocjuje. Wodny chromian(VI) potasu daje 2K⁺(aq) i CrO₄²⁻(aq), a nie oddzielne jony potasu, chromu i tlenu.

Stosowanie zasad rozpuszczalności

Zasady rozpuszczalności podsumowują obserwowane prawidłowości dla związków jonowych w wodzie w temperaturze zbliżonej do pokojowej. Rozpuszczalny oznacza, że rozpuszcza się użyteczna ilość; nierozpuszczalny oznacza, że rozpuszczalność jest na tyle niska, że przy zwykłych stężeniach laboratoryjnych po spotkaniu jonów tworzy się substancja stała. Żaden związek jonowy nie ma rozpuszczalności dokładnie równej zero. Poniższa lista opiera się na tabeli 4.1 w OpenStax Chemistry 2e, rozdział 4.2.

Aby przewidzieć osad, wypisz wszystkie jony obecne po zmieszaniu, a następnie połącz każdy kation z każdym anionem, z którym nie był na początku. Jeśli którekolwiek nowe połączenie należy do kategorii nierozpuszczalnych, ten związek się wytrąca. Jeśli każde możliwe połączenie jest rozpuszczalne, jak po zmieszaniu roztworów azotanu potasu i chlorku sodu, jony po prostu współistnieją i nie ma reakcji wypadkowej.

• Związki kationów 1. grupy (Li⁺, Na⁺, K⁺, Rb⁺, Cs⁺) oraz NH₄⁺ są rozpuszczalne.
• Azotany, octany, wodorowęglany i chlorany są rozpuszczalne.
• Chlorki, bromki i jodki są rozpuszczalne, z wyjątkiem związków Ag⁺, Hg₂²⁺ i Pb²⁺.
• Fluorki są rozpuszczalne, z wyjątkiem związków Mg²⁺, Ca²⁺, Sr²⁺, Ba²⁺, Pb²⁺ i Fe³⁺.
• Siarczany są rozpuszczalne, z wyjątkiem związków Ag⁺, Ba²⁺, Ca²⁺, Hg₂²⁺, Pb²⁺ i Sr²⁺.
• Węglany, chromiany, fosforany i siarczki są nierozpuszczalne, z wyjątkiem związków z kationami 1. grupy i NH₄⁺.
• Wodorotlenki są nierozpuszczalne, z wyjątkiem związków z kationami 1. grupy i Ba²⁺; Ca(OH)₂ i Sr(OH)₂ są słabo rozpuszczalne.

Budowanie równania jonowego skróconego krok po kroku

Każdy krok ma swój powód. Wcześniejsze zbilansowanie równania cząsteczkowego gwarantuje liczby atomów. Rozbicie mocnych elektrolitów pokazuje, co naprawdę jest obecne w zlewce. Skrócenie jonów towarzyszących usuwa indywidua, które pojawiają się bez zmian po obu stronach i nie biorą udziału w przemianie.

Kontrola ładunku wychwytuje błędy, które umykają przy zliczaniu atomów. Równanie jonowe skrócone może mieć niezerowy ładunek całkowity, ale ten ładunek musi być taki sam po obu stronach, ponieważ ładunek jest zachowany tak samo jak atomy.

• Zapisz zbilansowane równanie cząsteczkowe z oznaczeniem stanu skupienia przy każdym wzorze.
• Przepisz każdy mocny elektrolit (aq) jako osobne jony, mnożąc przez indeks dolny i przez współczynnik.
• Skreśl jony, które pojawiają się bez zmian po obu stronach. To są jony towarzyszące.
• Skróć pozostałe współczynniki do najmniejszych liczb całkowitych.
• Sprawdź, czy każdy pierwiastek i ładunek całkowity się bilansują.

Przykład rozwiązany: wytrącanie chromianu(VI) srebra

Mieszasz 18.0 mL chromianu(VI) potasu o stężeniu 0.0850 mol/L z nadmiarem wodnego azotanu srebra. Nowe połączenia to Ag⁺ z CrO₄²⁻ oraz K⁺ z NO₃⁻. Srebro nie jest kationem 1. grupy, więc wytrąca się czerwonobrunatny chromian(VI) srebra; azotan potasu pozostaje w roztworze. Równanie cząsteczkowe: 2AgNO₃(aq) + K₂CrO₄(aq) → Ag₂CrO₄(s) + 2KNO₃(aq). Pełne równanie jonowe: 2Ag⁺(aq) + 2NO₃⁻(aq) + 2K⁺(aq) + CrO₄²⁻(aq) → Ag₂CrO₄(s) + 2K⁺(aq) + 2NO₃⁻(aq). Skrócenie K⁺ i NO₃⁻ daje równanie jonowe skrócone 2Ag⁺(aq) + CrO₄²⁻(aq) → Ag₂CrO₄(s). Kontrola ładunku: 2(+1) + (−2) = 0 po lewej i 0 po prawej.

Aby znaleźć masę osadu, użyj standardowych mas atomowych IUPAC zaokrąglonych do dwóch miejsc dziesiętnych: Ag 107.87, Cr 52.00, O 16.00. Masa molowa Ag₂CrO₄ wynosi 2(107.87) + 52.00 + 4(16.00) = 331.74 g/mol. Mole chromianu = 0.0180 L × 0.0850 mol/L = 1.53 × 10⁻³ mol, a równanie jonowe skrócone daje 1 mol Ag₂CrO₄ na 1 mol CrO₄²⁻. Masa = 1.53 × 10⁻³ mol × 331.74 g/mol = 0.508 g. Obie zmierzone wielkości mają trzy cyfry znaczące, więc odpowiedź także.

Przykłady rozwiązane: słaby kwas i metal w roztworze

Wodny kwas octowy reaguje z wodnym wodorotlenkiem sodu: CH₃COOH(aq) + NaOH(aq) → CH₃COONa(aq) + H₂O(l). Kwas octowy jest słaby, więc pozostaje cząsteczkowy, podczas gdy NaOH i octan sodu są mocnymi elektrolitami. Po skróceniu Na⁺ równanie jonowe skrócone ma postać CH₃COOH(aq) + OH⁻(aq) → CH₃COO⁻(aq) + H₂O(l). Porównaj kwas azotowy z wodorotlenkiem potasu, gdzie oba reagenty są mocne, a równanie jonowe skrócone sprowadza się do H⁺(aq) + OH⁻(aq) → H₂O(l).

Pasek niklu umieszczony w roztworze azotanu srebra pokrywa się kryształami srebra. Nikiel przechodzi od 0 do +2, a srebro od +1 do 0, więc jest to reakcja redoks; azotan jest jonem towarzyszącym. Równanie jonowe skrócone to Ni(s) + 2Ag⁺(aq) → Ni²⁺(aq) + 2Ag(s). Współczynnik 2 jest wymagany przez ładunek, a nie przez atomy: Ni(s) + Ag⁺(aq) → Ni²⁺(aq) + Ag(s) bilansuje każdy pierwiastek, ale ma ładunek całkowity +1 po lewej i +2 po prawej.

Typowe błędy w równaniach jonowych i jak je wychwytywać

Większość błędów wynika z zapisania niewłaściwego indywiduum, a nie z arytmetyki. Zanim cokolwiek skrócisz, zapytaj, czy każdy wzór naprawdę istnieje w wodzie jako oddzielne jony.

Na koniec odczytaj równanie jonowe skrócone jako zdarzenie fizyczne. Dwa jony srebra i jeden jon chromianowy tworzące ciało stałe to coś, co można obserwować; równanie, które tylko zamienia rozpuszczone jony między partnerami, nie opisuje niczego.

• Rozbijanie słabego kwasu: HF(aq) pozostaje cząsteczkowy. Porównaj każdy kwas z sześcioma mocnymi kwasami.
• Rozbijanie osadu: wzór oznaczony (s) pozostaje całością, mimo że ciało stałe jest jonowe.
• Rozbijanie jonu wieloatomowego: zachowaj NO₃⁻, SO₄²⁻ i CrO₄²⁻ w całości.
• Błędne umieszczanie indeksów dolnych: K₂CrO₄ daje 2K⁺; nie ma jonu K₂⁺.
• Traktowanie rtęci(I) jako Hg⁺: występuje ona jako dwuatomowy kation Hg₂²⁺.
• Pozostawianie nieskróconych współczynników, takich jak 4Ag⁺ + 2CrO₄²⁻ → 2Ag₂CrO₄.
• Zapisywanie równania jonowego skróconego, gdy każde połączenie jest rozpuszczalne, nie powstaje woda, słaby elektrolit ani gaz i nic się nie utlenia ani nie redukuje. Poprawna odpowiedź brzmi: brak reakcji.