Типы реакций, правила растворимости и сокращённые ионные уравнения

Три движущие силы реакций в водных растворах

При смешивании двух растворов реакция происходит, только если что-то удаляет ионы из раствора или перемещает электроны. Задайте три вопроса. Образуют ли катион из одного раствора и анион из другого малорастворимое соединение? Передаёт ли кислота протон основанию, образуя воду или другой слабый электролит? Меняют ли какие-либо атомы степень окисления, так что электроны переходят от одной частицы к другой?

«Да» на первый вопрос означает реакцию осаждения, на второй — кислотно-основную реакцию, на третий — окислительно-восстановительную. Реакции с образованием газа, такие как HCO₃⁻(aq) + H⁺(aq) → H₂O(l) + CO₂(g), обычно относят к кислотно-основным, поскольку первым шагом является перенос протона. Горение и вытеснение одного металла другим — окислительно-восстановительные реакции.

Эти семейства не исключают друг друга. Когда водный гидроксид бария нейтрализует серную кислоту, Ba(OH)₂(aq) + H₂SO₄(aq) → BaSO₄(s) + 2H₂O(l), образуется вода и в той же реакции выпадает нерастворимый сульфат.

Как решить, какие частицы записывать в виде ионов

Сокращённое ионное уравнение требует знать, какие вещества существуют в воде в виде разделённых ионов. Сильные электролиты диссоциируют практически полностью: растворимые ионные соединения, сильные кислоты и сильные основания. Записывайте их в виде ионов, если они обозначены (aq). Всё остальное сохраняет формулу: твёрдые вещества, жидкости, газы, слабые кислоты, слабые основания и молекулярные растворённые вещества, такие как глюкоза.

Обычные сильные кислоты — HCl, HBr, HI, HNO₃, HClO₄ и H₂SO₄ (по первому протону). Почти все остальные кислоты, с которыми вы встретитесь в общей химии, включая HF, уксусную кислоту (CH₃COOH) и угольную кислоту, считайте слабыми и оставляйте в виде молекул. Сильные основания — гидроксиды 1-й группы и более тяжёлые гидроксиды 2-й группы. Аммиак — слабое основание и остаётся в виде NH₃(aq).

Многоатомные ионы остаются целыми при диссоциации соединения. Водный хромат калия даёт 2K⁺(aq) и CrO₄²⁻(aq), а не отдельные ионы калия, хрома и кислорода.

Применение правил растворимости

Правила растворимости обобщают наблюдаемые закономерности для ионных соединений в воде при температуре около комнатной. «Растворимое» означает, что растворяется заметное количество; «нерастворимое» означает, что растворимость настолько мала, что при встрече ионов при обычных лабораторных концентрациях образуется твёрдое вещество. Растворимость ни одного ионного соединения не равна ровно нулю. Приведённый ниже список основан на таблице 4.1 в OpenStax Chemistry 2e, раздел 4.2.

Чтобы предсказать осадок, перечислите все ионы, присутствующие после смешивания, затем составьте пары из каждого катиона с каждым анионом, с которым он не был в паре изначально. Если какая-либо новая пара попадает в категорию нерастворимых, это соединение выпадает в осадок. Если все возможные пары растворимы, как при смешивании растворов нитрата калия и хлорида натрия, ионы просто сосуществуют и суммарной реакции нет.

• Соединения катионов 1-й группы (Li⁺, Na⁺, K⁺, Rb⁺, Cs⁺) и NH₄⁺ растворимы.
• Нитраты, ацетаты, гидрокарбонаты и хлораты растворимы.
• Хлориды, бромиды и иодиды растворимы, кроме соединений Ag⁺, Hg₂²⁺ и Pb²⁺.
• Фториды растворимы, кроме соединений Mg²⁺, Ca²⁺, Sr²⁺, Ba²⁺, Pb²⁺ и Fe³⁺.
• Сульфаты растворимы, кроме соединений Ag⁺, Ba²⁺, Ca²⁺, Hg₂²⁺, Pb²⁺ и Sr²⁺.
• Карбонаты, хроматы, фосфаты и сульфиды нерастворимы, кроме соединений с катионами 1-й группы и NH₄⁺.
• Гидроксиды нерастворимы, кроме соединений с катионами 1-й группы и Ba²⁺; Ca(OH)₂ и Sr(OH)₂ малорастворимы.

Построение сокращённого ионного уравнения шаг за шагом

У каждого шага есть причина. Сначала уравненное молекулярное уравнение гарантирует число атомов. Разделение сильных электролитов показывает, что на самом деле находится в стакане. Сокращение ионов-наблюдателей убирает частицы, которые присутствуют без изменений в обеих частях и не участвуют в превращении.

Проверка по заряду ловит ошибки, которые пропускает подсчёт атомов. Сокращённое ионное уравнение может иметь ненулевой суммарный заряд, но он должен быть одинаковым в обеих частях, потому что заряд сохраняется так же, как атомы.

• Запишите уравненное молекулярное уравнение с обозначением состояния у каждой формулы.
• Перепишите каждый сильный электролит (aq) в виде отдельных ионов, умножая и на индекс, и на коэффициент.
• Вычеркните ионы, которые присутствуют без изменений в обеих частях. Это ионы-наблюдатели.
• Сократите оставшиеся коэффициенты до наименьших целых чисел.
• Проверьте, что каждый элемент и суммарный заряд уравнены.

Разобранный пример: осаждение хромата серебра

Вы смешиваете 18.0 mL хромата калия 0.0850 mol/L с избытком водного нитрата серебра. Новые пары — Ag⁺ с CrO₄²⁻ и K⁺ с NO₃⁻. Серебро не катион 1-й группы, поэтому красно-коричневый хромат серебра выпадает в осадок; нитрат калия остаётся растворённым. Молекулярное уравнение: 2AgNO₃(aq) + K₂CrO₄(aq) → Ag₂CrO₄(s) + 2KNO₃(aq). Полное ионное уравнение: 2Ag⁺(aq) + 2NO₃⁻(aq) + 2K⁺(aq) + CrO₄²⁻(aq) → Ag₂CrO₄(s) + 2K⁺(aq) + 2NO₃⁻(aq). Сокращение K⁺ и NO₃⁻ даёт сокращённое ионное уравнение 2Ag⁺(aq) + CrO₄²⁻(aq) → Ag₂CrO₄(s). Проверка заряда: 2(+1) + (−2) = 0 слева и 0 справа.

Чтобы найти массу осадка, используйте стандартные атомные массы IUPAC, округлённые до двух десятичных знаков: Ag 107.87, Cr 52.00, O 16.00. Молярная масса Ag₂CrO₄ равна 2(107.87) + 52.00 + 4(16.00) = 331.74 g/mol. Количество хромата = 0.0180 L × 0.0850 mol/L = 1.53 × 10⁻³ mol, а сокращённое ионное уравнение даёт 1 mol Ag₂CrO₄ на 1 mol CrO₄²⁻. Масса = 1.53 × 10⁻³ mol × 331.74 g/mol = 0.508 g. У обеих измеренных величин три значащие цифры, поэтому и у ответа тоже.

Разобранные примеры: слабая кислота и металл в растворе

Водная уксусная кислота реагирует с водным гидроксидом натрия: CH₃COOH(aq) + NaOH(aq) → CH₃COONa(aq) + H₂O(l). Уксусная кислота слабая, поэтому остаётся молекулярной, тогда как NaOH и ацетат натрия — сильные электролиты. После сокращения Na⁺ сокращённое ионное уравнение имеет вид CH₃COOH(aq) + OH⁻(aq) → CH₃COO⁻(aq) + H₂O(l). Сравните азотную кислоту с гидроксидом калия: оба реагента сильные, и сокращённое ионное уравнение сжимается до H⁺(aq) + OH⁻(aq) → H₂O(l).

Полоска никеля, помещённая в раствор нитрата серебра, покрывается кристаллами серебра. Никель переходит от 0 к +2, а серебро — от +1 к 0, так что это окислительно-восстановительная реакция; нитрат — ион-наблюдатель. Сокращённое ионное уравнение: Ni(s) + 2Ag⁺(aq) → Ni²⁺(aq) + 2Ag(s). Коэффициент 2 требуется по заряду, а не по атомам: Ni(s) + Ag⁺(aq) → Ni²⁺(aq) + Ag(s) уравнивает все элементы, но имеет суммарный заряд +1 слева и +2 справа.

Типичные ошибки в ионных уравнениях и как их заметить

Большинство ошибок возникает из-за записи не тех частиц, а не из-за арифметики. Прежде чем что-либо сокращать, спросите, существует ли каждая формула в воде в виде отдельных ионов.

В качестве последней проверки прочтите сокращённое ионное уравнение как физическое событие. Два иона серебра и один хромат-ион, образующие твёрдое вещество, — это то, что можно наблюдать; уравнение, лишь обменивающее растворённые ионы между партнёрами, ничего не описывает.

• Разложение слабой кислоты на ионы: HF(aq) остаётся молекулярной. Сравните любую кислоту с шестью сильными кислотами.
• Разложение осадка на ионы: формула с обозначением (s) остаётся целой, хотя твёрдое вещество ионное.
• Разделение многоатомного иона: сохраняйте NO₃⁻, SO₄²⁻ и CrO₄²⁻ целыми.
• Неверное размещение индексов: K₂CrO₄ даёт 2K⁺; иона K₂⁺ не существует.
• Запись ртути(I) как Hg⁺: она существует в виде двухатомного катиона Hg₂²⁺.
• Несокращённые коэффициенты, например 4Ag⁺ + 2CrO₄²⁻ → 2Ag₂CrO₄.
• Запись сокращённого ионного уравнения, когда все пары растворимы, не образуются ни вода, ни слабый электролит, ни газ и ничто не окисляется и не восстанавливается. Правильный ответ — реакции нет.