Typy reakcií, pravidlá rozpustnosti a iónové rovnice v skrátenom tvare

Tri hnacie sily vodných reakcií

Keď sa zmiešajú dva roztoky, reakcia nastane, len ak niečo odstráni ióny z roztoku alebo premiestni elektróny. Položte si tri otázky. Tvorí katión z jedného roztoku a anión z druhého zlúčeninu s nízkou rozpustnosťou? Odovzdáva kyselina protón zásade a tvorí vodu alebo iný slabý elektrolyt? Mení niektorý atóm oxidačné číslo, takže elektróny prechádzajú z jednej častice na druhú?

Áno na prvú otázku znamená zrážaciu reakciu, áno na druhú kyselinovo-zásaditú reakciu a áno na tretiu redoxnú reakciu. Reakcie, pri ktorých vzniká plyn, ako HCO₃⁻(aq) + H⁺(aq) → H₂O(l) + CO₂(g), sa zvyčajne zaraďujú medzi kyselinovo-zásadité, pretože prvým krokom je prenos protónu. Spaľovanie a vytesnenie jedného kovu iným sú redoxné reakcie.

Skupiny sa navzájom nevylučujú. Keď vodný hydroxid bárnatý neutralizuje kyselinu sírovú, Ba(OH)₂(aq) + H₂SO₄(aq) → BaSO₄(s) + 2H₂O(l), tvorí sa voda a v tej istej reakcii sa zráža nerozpustný síran.

Rozhodnutie, ktoré častice písať ako ióny

Iónová rovnica v skrátenom tvare závisí od toho, ktoré látky existujú vo vode ako oddelené ióny. Silné elektrolyty disociujú prakticky úplne: rozpustné iónové zlúčeniny, silné kyseliny a silné zásady. Tieto píšte ako ióny, keď sú označené (aq). Všetko ostatné si ponecháva vzorec: pevné látky, kvapaliny, plyny, slabé kyseliny, slabé zásady a molekulové rozpustené látky, ako glukóza.

Bežné silné kyseliny sú HCl, HBr, HI, HNO₃, HClO₄ a H₂SO₄ (pre svoj prvý protón). Takmer každú inú kyselinu, s ktorou sa vo všeobecnej chémii stretnete, vrátane HF, kyseliny octovej (CH₃COOH) a kyseliny uhličitej, považujte za slabú a ponechajte ju ako molekulu. Silné zásady sú hydroxidy 1. skupiny a ťažšie hydroxidy 2. skupiny. Amoniak je slabá zásada a ostáva ako NH₃(aq).

Viacatómové ióny ostávajú pri disociácii zlúčeniny neporušené. Vodný chróman draselný dáva 2K⁺(aq) a CrO₄²⁻(aq), nie samostatné ióny draslíka, chrómu a kyslíka.

Používanie pravidiel rozpustnosti

Pravidlá rozpustnosti zhŕňajú pozorované vzorce pre iónové zlúčeniny vo vode pri izbovej teplote. Rozpustná znamená, že sa rozpustí užitočné množstvo; nerozpustná znamená, že rozpustnosť je taká nízka, že sa pri bežných laboratórnych koncentráciách vytvorí pevná látka, keď sa ióny stretnú. Žiadna iónová zlúčenina nemá rozpustnosť presne nulovú. Zoznam nižšie vychádza z tabuľky 4.1 v OpenStax Chemistry 2e, časť 4.2.

Ak chcete predpovedať zrazeninu, vypíšte všetky ióny prítomné po zmiešaní a potom spárujte každý katión s každým aniónom, s ktorým nezačal. Ak niektoré nové spárovanie patrí do nerozpustnej kategórie, táto zlúčenina sa zráža. Ak je každé možné spárovanie rozpustné, ako pri zmiešaní roztokov dusičnanu draselného a chloridu sodného, ióny jednoducho koexistujú a nenastáva žiadna čistá reakcia.

• Zlúčeniny katiónov 1. skupiny (Li⁺, Na⁺, K⁺, Rb⁺, Cs⁺) a NH₄⁺ sú rozpustné.
• Dusičnany, octany, hydrogenuhličitany a chlorečnany sú rozpustné.
• Chloridy, bromidy a jodidy sú rozpustné okrem zlúčenín Ag⁺, Hg₂²⁺ a Pb²⁺.
• Fluoridy sú rozpustné okrem zlúčenín Mg²⁺, Ca²⁺, Sr²⁺, Ba²⁺, Pb²⁺ a Fe³⁺.
• Sírany sú rozpustné okrem zlúčenín Ag⁺, Ba²⁺, Ca²⁺, Hg₂²⁺, Pb²⁺ a Sr²⁺.
• Uhličitany, chrómany, fosforečnany a sulfidy sú nerozpustné okrem zlúčenín s katiónmi 1. skupiny a NH₄⁺.
• Hydroxidy sú nerozpustné okrem zlúčenín s katiónmi 1. skupiny a Ba²⁺; Ca(OH)₂ a Sr(OH)₂ sú málo rozpustné.

Zostavenie iónovej rovnice v skrátenom tvare krok za krokom

Každý krok má svoj dôvod. Vyčíslenie molekulovej rovnice najprv zaručí počty atómov. Rozdelenie silných elektrolytov ukáže, čo sa v kadičke skutočne nachádza. Vykrátenie nemenných iónov odstráni častice, ktoré sa na oboch stranách objavujú nezmenené a na zmene sa nezúčastňujú.

Kontrola náboja zachytí chyby, ktoré počet atómov prehliadne. Iónová rovnica v skrátenom tvare môže mať nenulový celkový náboj, ale ten musí byť na oboch stranách rovnaký, pretože náboj sa zachováva rovnako ako atómy.

• Napíšte vyčíslenú molekulovú rovnicu so symbolom stavu pri každom vzorci.
• Každý silný elektrolyt (aq) prepíšte na samostatné ióny, pričom násobte indexom aj koeficientom.
• Prečiarknite ióny, ktoré sa na oboch stranách objavujú nezmenené. Sú to nemenné ióny.
• Zvyšné koeficienty skráťte na najmenšie celé čísla.
• Skontrolujte, či je vyčíslený každý prvok aj celkový náboj.

Riešený príklad: zrážanie chrómanu strieborného

Zmiešate 18.0 mL chrómanu draselného 0.0850 mol/L s nadbytkom vodného dusičnanu strieborného. Nové spárovania sú Ag⁺ s CrO₄²⁻ a K⁺ s NO₃⁻. Striebro nie je katión 1. skupiny, takže sa zráža červenohnedý chróman strieborný; dusičnan draselný ostáva rozpustený. Molekulová rovnica: 2AgNO₃(aq) + K₂CrO₄(aq) → Ag₂CrO₄(s) + 2KNO₃(aq). Úplná iónová rovnica: 2Ag⁺(aq) + 2NO₃⁻(aq) + 2K⁺(aq) + CrO₄²⁻(aq) → Ag₂CrO₄(s) + 2K⁺(aq) + 2NO₃⁻(aq). Vykrátením K⁺ a NO₃⁻ vznikne iónová rovnica v skrátenom tvare 2Ag⁺(aq) + CrO₄²⁻(aq) → Ag₂CrO₄(s). Kontrola náboja: 2(+1) + (−2) = 0 vľavo a 0 vpravo.

Na zistenie hmotnosti zrazeniny použite štandardné atómové hmotnosti IUPAC zaokrúhlené na dve desatinné miesta: Ag 107.87, Cr 52.00, O 16.00. Molárna hmotnosť Ag₂CrO₄ je 2(107.87) + 52.00 + 4(16.00) = 331.74 g/mol. Móly chrómanu = 0.0180 L × 0.0850 mol/L = 1.53 × 10⁻³ mol a iónová rovnica v skrátenom tvare dáva 1 mol Ag₂CrO₄ na 1 mol CrO₄²⁻. Hmotnosť = 1.53 × 10⁻³ mol × 331.74 g/mol = 0.508 g. Obe namerané veličiny majú tri platné číslice, takže aj odpoveď.

Riešené príklady: slabá kyselina a kov v roztoku

Vodná kyselina octová reaguje s vodným hydroxidom sodným: CH₃COOH(aq) + NaOH(aq) → CH₃COONa(aq) + H₂O(l). Kyselina octová je slabá, takže ostáva molekulová, zatiaľ čo NaOH a octan sodný sú silné elektrolyty. Po vykrátení Na⁺ je iónová rovnica v skrátenom tvare CH₃COOH(aq) + OH⁻(aq) → CH₃COO⁻(aq) + H₂O(l). Porovnajte kyselinu dusičnú s hydroxidom draselným, kde sú oba reaktanty silné a iónová rovnica v skrátenom tvare sa zmenší na H⁺(aq) + OH⁻(aq) → H₂O(l).

Pásik niklu vložený do roztoku dusičnanu strieborného sa pokryje kryštálmi striebra. Nikel prechádza z 0 na +2 a striebro z +1 na 0, takže ide o redox; dusičnan je nemenný ión. Iónová rovnica v skrátenom tvare je Ni(s) + 2Ag⁺(aq) → Ni²⁺(aq) + 2Ag(s). Koeficient 2 vyžaduje náboj, nie atómy: Ni(s) + Ag⁺(aq) → Ni²⁺(aq) + Ag(s) vyčísli každý prvok, ale má celkový náboj +1 vľavo a +2 vpravo.

Časté chyby v iónových rovniciach a ako ich zachytiť

Väčšina chýb pochádza z písania nesprávnych častíc, nie z aritmetiky. Skôr než niečo vykrátite, opýtajte sa, či každý vzorec vo vode skutočne existuje ako oddelené ióny.

Ako poslednú kontrolu prečítajte iónovú rovnicu v skrátenom tvare ako fyzikálny dej. Dva strieborné ióny a jeden chrómanový ión, ktoré tvoria pevnú látku, je niečo, čo by ste mohli pozorovať; rovnica, ktorá iba vymieňa rozpustené ióny medzi partnermi, nepopisuje nič.

• Rozdelenie slabej kyseliny: HF(aq) ostáva molekulové. Každú kyselinu porovnajte so šiestimi silnými kyselinami.
• Rozdelenie zrazeniny: vzorec označený (s) ostáva celý, hoci pevná látka je iónová.
• Rozbitie viacatómového iónu: NO₃⁻, SO₄²⁻ a CrO₄²⁻ ponechajte neporušené.
• Nesprávne umiestnené indexy: K₂CrO₄ dáva 2K⁺; ión K₂⁺ neexistuje.
• Považovanie ortuti(I) za Hg⁺: existuje ako dvojatómový katión Hg₂²⁺.
• Ponechanie neskrátených koeficientov, napríklad 4Ag⁺ + 2CrO₄²⁻ → 2Ag₂CrO₄.
• Písanie iónovej rovnice v skrátenom tvare, keď je každé spárovanie rozpustné, nevzniká voda, slabý elektrolyt ani plyn a nič sa neoxiduje ani neredukuje. Správna odpoveď je žiadna reakcia.