Tipuri de reacții, reguli de solubilitate și ecuații ionice nete

Trei forțe motrice ale reacțiilor în soluție apoasă

Când două soluții sunt amestecate, o reacție are loc doar dacă ceva îndepărtează ioni din soluție sau mută electroni. Pune trei întrebări. Formează un cation dintr-o soluție și un anion din cealaltă un compus cu solubilitate scăzută? Transferă un acid un proton unei baze, formând apă sau un alt electrolit slab? Își schimbă vreun atom numărul de oxidare, astfel că electronii trec de la o specie la alta?

Un răspuns afirmativ la prima întrebare înseamnă o reacție de precipitare, la a doua o reacție acido-bazică, iar la a treia o reacție redox. Reacțiile cu formare de gaz, precum HCO₃⁻(aq) + H⁺(aq) → H₂O(l) + CO₂(g), se încadrează de obicei la acido-bazice, deoarece primul pas este transferul de proton. Arderea și deplasarea unui metal de către altul sunt reacții redox.

Familiile nu se exclud reciproc. Când hidroxidul de bariu apos neutralizează acidul sulfuric, Ba(OH)₂(aq) + H₂SO₄(aq) → BaSO₄(s) + 2H₂O(l), se formează apă și precipită un sulfat insolubil în aceeași reacție.

Decizia asupra speciilor care se scriu ca ioni

O ecuație ionică netă depinde de cunoașterea substanțelor care există ca ioni separați în apă. Electroliții tari se disociază practic complet: compușii ionici solubili, acizii tari și bazele tari. Scrie-i ca ioni când sunt etichetați (aq). Orice altceva își păstrează formula: solide, lichide, gaze, acizi slabi, baze slabe și solute moleculare precum glucoza.

Acizii tari obișnuiți sunt HCl, HBr, HI, HNO₃, HClO₄ și H₂SO₄ (pentru primul său proton). Tratează aproape orice alt acid întâlnit la chimia generală, inclusiv HF, acidul acetic (CH₃COOH) și acidul carbonic, ca fiind slab și păstrează-l ca moleculă. Bazele tari sunt hidroxizii grupei 1 și hidroxizii mai grei ai grupei 2. Amoniacul este o bază slabă și rămâne NH₃(aq).

Ionii poliatomici rămân intacți când un compus se disociază. Cromatul de potasiu apos dă 2K⁺(aq) și CrO₄²⁻(aq), nu ioni separați de potasiu, crom și oxigen.

Aplicarea regulilor de solubilitate

Regulile de solubilitate rezumă tipare observate pentru compușii ionici în apă, în apropierea temperaturii camerei. Solubil înseamnă că se dizolvă o cantitate utilă; insolubil înseamnă că solubilitatea este suficient de mică încât se formează un solid când ionii se întâlnesc la concentrații obișnuite de laborator. Niciun compus ionic nu are solubilitatea exact zero. Lista de mai jos se bazează pe Tabelul 4.1 din OpenStax Chemistry 2e, secțiunea 4.2.

Pentru a prezice un precipitat, listează toți ionii prezenți după amestecare, apoi împerechează fiecare cation cu fiecare anion cu care nu a pornit. Dacă vreo pereche nouă se încadrează într-o categorie insolubilă, acel compus precipită. Dacă toate perechile posibile sunt solubile, ca atunci când se amestecă soluții de azotat de potasiu și de clorură de sodiu, ionii pur și simplu coexistă și nu există nicio reacție netă.

• Compușii cationilor grupei 1 (Li⁺, Na⁺, K⁺, Rb⁺, Cs⁺) și ai NH₄⁺ sunt solubili.
• Azotații, acetații, hidrogenocarbonații și clorații sunt solubili.
• Clorurile, bromurile și iodurile sunt solubile, cu excepția celor de Ag⁺, Hg₂²⁺ și Pb²⁺.
• Fluorurile sunt solubile, cu excepția celor de Mg²⁺, Ca²⁺, Sr²⁺, Ba²⁺, Pb²⁺ și Fe³⁺.
• Sulfații sunt solubili, cu excepția celor de Ag⁺, Ba²⁺, Ca²⁺, Hg₂²⁺, Pb²⁺ și Sr²⁺.
• Carbonații, cromații, fosfații și sulfurile sunt insolubili, cu excepția celor cu cationi ai grupei 1 și NH₄⁺.
• Hidroxizii sunt insolubili, cu excepția celor cu cationi ai grupei 1 și Ba²⁺; Ca(OH)₂ și Sr(OH)₂ sunt ușor solubili.

Construirea ecuației ionice nete pas cu pas

Fiecare pas are un rost. Echilibrarea mai întâi a ecuației moleculare garantează numărul de atomi. Separarea electroliților tari arată ce se află de fapt în pahar. Eliminarea ionilor spectatori scoate speciile care apar neschimbate în ambele părți și nu participă la transformare.

Verificarea sarcinii prinde erorile pe care numărarea atomilor le ratează. O ecuație ionică netă poate avea o sarcină totală nenulă, dar acea sarcină trebuie să fie aceeași în ambele părți, deoarece sarcina se conservă la fel ca atomii.

• Scrie ecuația moleculară echilibrată, cu un simbol de stare la fiecare formulă.
• Rescrie fiecare electrolit tare (aq) ca ioni separați, înmulțind cu indicele și cu coeficientul.
• Taie ionii care apar neschimbați în ambele părți. Aceștia sunt ionii spectatori.
• Redu coeficienții rămași la cele mai mici numere întregi.
• Verifică dacă fiecare element și sarcina totală sunt echilibrate.

Exemplu rezolvat: precipitarea cromatului de argint

Amesteci 18.0 mL de cromat de potasiu 0.0850 mol/L cu azotat de argint apos în exces. Perechile noi sunt Ag⁺ cu CrO₄²⁻ și K⁺ cu NO₃⁻. Argintul nu este un cation al grupei 1, deci precipită cromatul de argint roșu-brun; azotatul de potasiu rămâne dizolvat. Ecuația moleculară: 2AgNO₃(aq) + K₂CrO₄(aq) → Ag₂CrO₄(s) + 2KNO₃(aq). Ecuația ionică completă: 2Ag⁺(aq) + 2NO₃⁻(aq) + 2K⁺(aq) + CrO₄²⁻(aq) → Ag₂CrO₄(s) + 2K⁺(aq) + 2NO₃⁻(aq). Eliminarea lui K⁺ și NO₃⁻ dă ecuația ionică netă 2Ag⁺(aq) + CrO₄²⁻(aq) → Ag₂CrO₄(s). Verificarea sarcinii: 2(+1) + (−2) = 0 în stânga și 0 în dreapta.

Pentru a afla masa de precipitat, folosește masele atomice standard IUPAC rotunjite la două zecimale: Ag 107.87, Cr 52.00, O 16.00. Masa molară a Ag₂CrO₄ este 2(107.87) + 52.00 + 4(16.00) = 331.74 g/mol. Molii de cromat = 0.0180 L × 0.0850 mol/L = 1.53 × 10⁻³ mol, iar ecuația ionică netă dă 1 mol Ag₂CrO₄ la 1 mol CrO₄²⁻. Masa = 1.53 × 10⁻³ mol × 331.74 g/mol = 0.508 g. Ambele mărimi măsurate au trei cifre semnificative, deci și răspunsul are trei.

Exemple rezolvate: un acid slab și un metal în soluție

Acidul acetic apos reacționează cu hidroxidul de sodiu apos: CH₃COOH(aq) + NaOH(aq) → CH₃COONa(aq) + H₂O(l). Acidul acetic este slab, deci rămâne molecular, în timp ce NaOH și acetatul de sodiu sunt electroliți tari. După eliminarea lui Na⁺, ecuația ionică netă este CH₃COOH(aq) + OH⁻(aq) → CH₃COO⁻(aq) + H₂O(l). Compară cu acidul azotic și hidroxidul de potasiu, unde ambii reactanți sunt tari, iar ecuația ionică netă se reduce la H⁺(aq) + OH⁻(aq) → H₂O(l).

O bandă de nichel introdusă într-o soluție de azotat de argint se acoperă cu cristale de argint. Nichelul trece de la 0 la +2, iar argintul de la +1 la 0, deci este redox; azotatul este spectator. Ecuația ionică netă este Ni(s) + 2Ag⁺(aq) → Ni²⁺(aq) + 2Ag(s). Coeficientul 2 este cerut de sarcină, nu de atomi: Ni(s) + Ag⁺(aq) → Ni²⁺(aq) + Ag(s) echilibrează fiecare element, dar are sarcina totală +1 în stânga și +2 în dreapta.

Greșeli frecvente în ecuațiile ionice și cum le prinzi

Cele mai multe erori provin din scrierea unei specii greșite, nu din calcul. Înainte de a elimina ceva, întreabă-te dacă fiecare formulă există cu adevărat ca ioni separați în apă.

Ca ultimă verificare, citește ecuația ionică netă ca pe un eveniment fizic. Doi ioni de argint și un ion cromat care formează un solid este ceva ce ai putea privi; o ecuație care doar schimbă ioni dizolvați între parteneri nu descrie nimic.

• Separarea unui acid slab: HF(aq) rămâne molecular. Compară orice acid cu cei șase acizi tari.
• Separarea unui precipitat: o formulă etichetată (s) rămâne întreagă, chiar dacă solidul este ionic.
• Despărțirea unui ion poliatomic: păstrează NO₃⁻, SO₄²⁻ și CrO₄²⁻ intacți.
• Plasarea greșită a indicilor: K₂CrO₄ dă 2K⁺; nu există ionul K₂⁺.
• Tratarea mercurului(I) ca Hg⁺: el există ca cationul diatomic Hg₂²⁺.
• Lăsarea coeficienților nereduși, cum ar fi 4Ag⁺ + 2CrO₄²⁻ → 2Ag₂CrO₄.
• Scrierea unei ecuații ionice nete când toate perechile sunt solubile, nu se formează apă, electrolit slab sau gaz și nimic nu se oxidează sau se reduce. Răspunsul corect este lipsa reacției.