Как составить уравнение реакции в ионном сокращенном виде

Ионные химические реакции

02-Фев-2014 | комментария 3 | Лолита Окольнова

Ионные реакции — реакции между ионами в растворе

Давайте разберем основные ионные химические реакции неорганической и некоторые реакции органической  химии.

Очень часто в различных заданиях по химии просят написать не только химические уравнения в молекулярной форме, но и в ионной (полные и сокращенные). Как уже было замечено, ионные химические реакции идут в растворах. Зачастую, вещества распадаются на ионы именно в воде.

Полное ионное уравнение химической реакции: все соединения — электролиты, переписываем в ионном виде с учетом коэффициентов:

2NaOH + H₂SO₄ = Na₂SO₄ + 2H₂O — молекулярное уравнение реакции

2Na⁺ +2OH^— +2H⁺ + SO^-2 = 2Na⁺ + SO₄^-2 + 2H₂O — полное ионное уравнение реакции

Сокращенное ионное уравнение химической реакции: сокращаем одинаковые составляющие:

2Na⁺ +2OH^— +2H⁺ + SO^-2 = 2Na⁺ + SO₄^-2 + 2H₂O

OH^— + H⁺  = H₂O  — сокращенное ионное уравнение реакции

По результатам этого сокращения одинаковых ионов видно, какие ионы образовали то, что нерастворимо или малорастворимо — газообразные продукты или реагенты, осадки или малодиссоциирующие вещества.

Не раскладывают на ионы в ионных химических реакциях вещества:

1. нерастворимые в воде соединения (или малорастворимые)  (см. ТАБЛИЦЫ);

Ca(NO3)2 + 2NaOH = Ca(OH)2↓ + 2NaNO3

Сa²⁺ + 2NO₃^— + 2Na⁺ +2OH^— = Ca(OH)2 + 2Na⁺ +2NO₃^—  — полное ионное уравнение реакции

Сa²⁺ + 2OH^— = Ca(OH)2  — сокращенное ионное уравнение реакции

2. газообразные вещества, например, O₂, Cl₂, NO и т.д.:

Na₂S + 2HCl = 2NaCl + H₂S

2Na⁺ + S^-2 + 2H⁺ +2Cl^— = 2Na⁺  + 2Cl^— + H2S — полное ионное уравнение реакции

S^-2 + 2H⁺ =  H2S — сокращенное ионное уравнение реакции

3. малодиссоциирующие вещества (H2O, NH4OH);

реакция нейтрализации

OH^— + H⁺  = H₂O  — сокращенное ионное уравнение реакции

4. оксиды  (все: и образованные металлами, и неметаллами);

2AgNO3 + 2NaOH = Ag2O + 2NaNO3 + H2O

2Ag⁺ + 2NO₃^— + 2Na⁺ + 2OH^— = Ag2O + 2NO₃^— + 2Na⁺ +  H2O — полное ионное уравнение реакции

2Ag⁺ +  2OH^— = Ag2O +  H2O — сокращенное ионное уравнение реакции

5. органические вещества (органические кислоты  относят к малодиссоциирующим веществам)

CH₃COOH + NaOH = CH₃COONa + H₂O

CH₃COOH + Na⁺ + OH^— =  CH₃COO^— + Na⁺ + H2O  — полное ионное уравнение реакции

CH₃COOH + OH^— = CH₃COO^— + H2O —  сокращенное ионное уравнение реакции

Зачастую ионные химические реакции — это реакции обмена.

Если все участвующие в реакции вещества находятся в виде ионов, то связывание их с образованием нового вещества не происходит, поэтому реакция в этом случае практически не осуществима.

Отличительной особенностью химических реакций ионного обмена от окислительно-восстановительных реакций является то, что они протекают без изменения степеней окисления, участвующих в реакции частиц.

---

 

• в ЕГЭ это вопрос А23 — Реакции ионного обмена
• в ГИА (ОГЭ) это А8 — Реакции ионного обмена

---

 
 

Обсуждение: “Ионные химические реакции”

(Правила комментирования)

Реакции ионного обмена

Реакции ионного обмена – это реакции между сложными веществами в растворах, в результате которых реагирующие вещества обмениваются своими составными частями. Так как в этих реакциях происходит обмен ионами – они называются ионными.

Правило Бертолле: Реакции обмена в растворах электролитов протекают до конца (возможны) только тогда, когда в результате реакции образуется либо твердое малорастворимое вещество (осадок), либо газ, либо вода или любой другой слабый электролит.

Например, нитрат серебра взаимодействует с бромидом калия

AgNО₃ + КВr = АgВr↓ + КNО₃

Правила составления уравнений реакций ионного обмена

1. Записываем молекулярное уравнение реакции, не забывая расставить коэффициенты:

3KOH +FeCl₃ = Fe(OH)₃ + 3KCl

2. С помощью таблицы растворимости определяем растворимость каждого вещества. Подчеркнем вещества, которые мы не будем представлять в виде ионов.

р р н р

3KOH + FeCl₃ = Fe(OH)₃ + 3KCl

3. Составляем полное ионное уравнение. Сильные электролиты записываем в виде ионов, а слабые электролиты, малорастворимые вещества и газообразные вещества записываем в виде молекул.

3K + + 3OH — + Fe 3+ + 3Cl — = Fe(OH)₃ + 3K + + 3Cl —

4. Находим одинаковые ионы (они не приняли участия в реакции в левой и правой частях уравнения реакции) и сокращаем их слева и справа.

3K + + 3OH — + Fe 3+ + 3Cl — = Fe(OH)₃ + 3K + + 3Cl —

5. Составляем итоговое сокращенное ионное уравнение (выписываем формулы ионов или веществ, которые приняли участие в реакции).

Fe 3+ + 3OH — = Fe(OH)₃

На ионы мы не разбиваем:

• Оксиды; осадки; газы; воду; слабые электролиты (кислоты и основания)
• Анионы кислотных остатков кислых солей слабых кислот (НСО₃ — , Н₂РО₄ — и т.п.) и катионы основных солей слабых оснований Al(OH) 2+
• Комплексные катионы и анионы: [Al(OH)₄] —

Например, взаимодействие сульфида цинка и серной кислоты

Составляем уравнение реакции и проверяем растворимость всех веществ. Сульфид цинка нерастворим.

ZnS + H₂SO₄ = ZnSO₄ + H₂S

Реакция протекает до конца, т.к. выделяется газ сероводород, который является слабым электролитом. Полное ионно-молекулярное уравнение:

ZnS + 2H + + SO₄ 2 — = Zn 2+ + SO₄ 2 — + H₂S

Сокращаем ионы, которые не изменились в процессе реакции – в данном случае это только сульфат-ионы, получаем сокращенное ионное уравнение:

ZnS + 2H + = Zn 2+ + H₂S

Например, взаимодействие гидрокарбоната натрия и гидроксида натрия

Составляем уравнение реакции и проверяем растворимость всех веществ:

NaHCO₃ + NaOH = Na₂CO₃ + H₂O

Кислые анионы слабых кислот являются слабыми электролитами и на ионы не разбиваются:

Na + + НСО₃ — + Na + + ОН — = 2Na + + CO₃ 2- + H₂O

Сокращаем одинаковые ионы, получаем сокращенное ионное уравнение:

НСО₃ — + ОН — = CO₃ 2- + H₂O

Например, взаимодействие тетрагидроксоалюмината натрия и соляной кислоты

Составляем уравнение реакции и проверяем растворимость всех веществ:

Na[Al(OH)₄] + 4HCl = NaCl + AlCl₃ + H₂O

Комплексные ионы являются слабыми электролитами и на ионы не разбиваются:

Na + + [Al(OH)₄] — + 4H + + 4Cl — = Na + + Cl — + Al 3+ + 3Cl — + H₂O

Сокращаем одинаковые ионы, получаем сокращенное ионное уравнение:

[Al(OH)₄] — + 4H + = Al 3+ + 4H₂O

Как составлять ионные уравнения. Задача 31 на ЕГЭ по химии

Достаточно часто школьникам и студентам приходится составлять т. н. ионные уравнения реакций. В частности, именно этой теме посвящена задача 31, предлагаемая на ЕГЭ по химии. В данной статье мы подробно обсудим алгоритм написания кратких и полных ионных уравнений, разберем много примеров разного уровня сложности.

Зачем нужны ионные уравнения

Напомню, что при растворении многих веществ в воде (и не только в воде!) происходит процесс диссоциации – вещества распадаются на ионы. Например, молекулы HCl в водной среде диссоциируют на катионы водорода (H + , точнее, H 3 O + ) и анионы хлора (Cl – ). Бромид натрия (NaBr) находится в водном растворе не в виде молекул, а в виде гидратированных ионов Na + и Br – (кстати, в твердом бромиде натрия тоже присутствуют ионы).

Записывая “обычные” (молекулярные) уравнения, мы не учитываем, что в реакцию вступают не молекулы, а ионы. Вот, например, как выглядит уравнение реакции между соляной кислотой и гидроксидом натрия:

HCl + NaOH = NaCl + H 2 O. (1)

Разумеется, эта схема не совсем верно описывает процесс. Как мы уже сказали, в водном растворе практически нет молекул HCl, а есть ионы H + и Cl – . Так же обстоят дела и с NaOH. Правильнее было бы записать следующее:

H + + Cl – + Na + + OH – = Na + + Cl – + H 2 O. (2)

Это и есть полное ионное уравнение . Вместо “виртуальных” молекул мы видим частицы, которые реально присутствуют в растворе (катионы и анионы). Не будем пока останавливаться на вопросе, почему H 2 O мы записали в молекулярной форме. Чуть позже это будет объяснено. Как видите, нет ничего сложного: мы заменили молекулы ионами, которые образуются при их диссоциации.

Впрочем, даже полное ионное уравнение не является безупречным. Действительно, присмотритесь повнимательнее: и в левой, и в правой частях уравнения (2) присутствуют одинаковые частицы – катионы Na + и анионы Cl – . В процессе реакции эти ионы не изменяются. Зачем тогда они вообще нужны? Уберем их и получим краткое ионное уравнение:

H + + OH – = H 2 O. (3)

Как видите, все сводится к взаимодействию ионов H + и OH – c образованием воды (реакция нейтрализации).

Все, полное и краткое ионные уравнения записаны. Если бы мы решали задачу 31 на ЕГЭ по химии, то получили бы за нее максимальную оценку – 2 балла.

Итак, еще раз о терминологии:

• HCl + NaOH = NaCl + H 2 O – молекулярное уравнение (“обычное” уравнения, схематично отражающее суть реакции);
• H + + Cl – + Na + + OH – = Na + + Cl – + H 2 O – полное ионное уравнение (видны реальные частицы, находящиеся в растворе);
• H + + OH – = H 2 O – краткое ионное уравнение (мы убрали весь “мусор” – частицы, которые не участвуют в процессе).

Алгоритм написания ионных уравнений

1. Составляем молекулярное уравнение реакции.
2. Все частицы, диссоциирующие в растворе в ощутимой степени, записываем в виде ионов; вещества, не склонные к диссоциации, оставляем “в виде молекул”.
3. Убираем из двух частей уравнения т. н. ионы-наблюдатели, т. е. частицы, которые не участвуют в процессе.
4. Проверяем коэффициенты и получаем окончательный ответ – краткое ионное уравнение.

Пример 1 . Составьте полное и краткое ионные уравнения, описывающие взаимодействие водных растворов хлорида бария и сульфата натрия.

Решение . Будем действовать в соответствии с предложенным алгоритмом. Составим сначала молекулярное уравнение. Хлорид бария и сульфат натрия – это две соли. Заглянем в раздел справочника “Свойства неорганических соединений”. Видим, что соли могут взаимодействовать друг с другом, если в ходе реакции образуется осадок. Проверим:

BaCl 2 + Na 2 SO 4 = BaSO 4 ↓ + 2NaCl.

Таблица растворимости подсказывает нам, что BaSO 4 действительно не растворяется в воде (направленная вниз стрелка, напомню, символизирует, что данное вещество выпадает в осадок). Молекулярное уравнение готово, переходим к составлению полного ионного уравнения. Обе соли, присутствующие в левой части, записываем в ионной форме, а вот в правой части оставляем BaSO 4 в “молекулярной форме” (о причинах этого – чуть позже!) Получаем следующее:

Ba 2+ + 2Cl – + 2Na + + SO 4 2- = BaSO 4 ↓ + 2Cl – + 2Na + .

Осталось избавиться от балласта: убираем ионы-наблюдатели. В данном случае в процессе не участвуют катионы Na + и анионы Cl – . Стираем их и получаем краткое ионное уравнение:

Ba 2+ + SO 4 2- = BaSO 4 ↓.

А теперь поговорим подробнее о каждом шаге нашего алгоритма и разберем еще несколько примеров.

Как составить молекулярное уравнение реакции

Должен сразу вас разочаровать. В этом пункте не будет однозначных рецептов. Действительно, вряд ли можно рассчитывать, что я смогу разобрать здесь ВСЕ возможные уравнения реакций, которые могут встретиться вам на ЕГЭ или ОГЭ по химии.

Ваш помощник – раздел “Свойства неорганических соединений”. Если вы хорошо знакомы с четырьмя базовыми классами неорганических веществ (оксиды, основания, кислоты, соли), если вам известны химические свойства этих классов и методы их получения, можете на 95% быть уверены в том, что у вас не будет проблем на экзамене с написанием молекулярных уравнений.

Оставшиеся 5% – это некоторые “специфические” реакции, которые мы не сможем перечислить. Не будем лить слез по поводу этих 5%, а вспомним лучше номенклатуру и химические свойства базовых классов неорганических веществ. Три задания для самостоятельной работы:

Упражнение 1 . Напишите молекулярные формулы следующих веществ: оксид фосфора (V), нитрат цезия, сульфат хрома (III), бромоводородная кислота, карбонат аммония, гидроксид свинца (II), фосфат стронция, кремниевая кислота. Если при выполнении задания у вас возникнут проблемы, обратитесь к разделу справочника “Названия кислот и солей”.

Упражнение 2 . Дополните уравнения следующих реакций:

1. KOH + H 2 SO 4 =
2. H 3 PO 4 + Na 2 O=
3. Ba(OH) 2 + CO 2 =
4. NaOH + CuBr 2 =
5. K 2 S + Hg(NO 3 ) 2 =
6. Zn + FeCl 2 =

Упражнение 3 . Напишите молекулярные уравнения реакций (в водном растворе) между: а) карбонатом натрия и азотной кислотой, б) хлоридом никеля (II) и гидроксидом натрия, в) ортофосфорной кислотой и гидроксидом кальция, г) нитратом серебра и хлоридом калия, д) оксидом фосфора (V) и гидроксидом калия.

Искренне надеюсь, что у вас не возникло проблем с выполнением этих трех заданий. Если это не так, необходимо вернуться к теме “Химические свойства основных классов неорганических соединений”.

Как превратить молекулярное уравнение в полное ионное уравнение

Начинается самое интересное. Мы должны понять, какие вещества следует записывать в виде ионов, а какие – оставить в “молекулярной форме”. Придется запомнить следующее.

В виде ионов записывают:

• растворимые соли (подчеркиваю, только соли хорошо растворимые в воде);
• щелочи (напомню, что щелочами называют растворимые в воде основания, но не NH 4 OH);
• сильные кислоты (H 2 SO 4 , HNO 3 , HCl, HBr, HI, HClO 4 , HClO 3 , H 2 SeO 4 , . ).

Как видите, запомнить этот список совсем несложно: в него входят сильные кислоты и основания и все растворимые соли. Кстати, особо бдительным юным химикам, которых может возмутить тот факт, что сильные электролиты (нерастворимые соли) не вошли в этот перечень, могу сообщить следующее: НЕвключение нерастворимых солей в данный список вовсе не отвергает того, что они являются сильными электролитами.

Все остальные вещества должны присутствовать в ионных уравнениях в виде молекул. Тем требовательным читателям, которых не устраивает расплывчатый термин “все остальные вещества”, и которые, следуя примеру героя известного фильма, требуют “огласить полный список” даю следующую информацию.

В виде молекул записывают:

• все нерастворимые соли;
• все слабые основания (включая нерастворимые гидроксиды, NH 4 OH и сходные с ним вещества);
• все слабые кислоты (H 2 СO 3 , HNO 2 , H 2 S, H 2 SiO 3 , HCN, HClO, практически все органические кислоты . );
• вообще, все слабые электролиты (включая воду. );
• оксиды (всех типов);
• все газообразные соединения (в частности, H 2 , CO 2 , SO 2 , H 2 S, CO);
• простые вещества (металлы и неметаллы);
• практически все органические соединения (исключение – растворимые в воде соли органических кислот).

Уф-ф, кажется, я ничего не забыл! Хотя проще, по-моему, все же запомнить список N 1. Из принципиально важного в списке N 2 еще раз отмечу воду.

Пример 2 . Составьте полное ионное уравнение, описывающие взаимодействие гидроксида меди (II) и соляной кислоты.

Решение . Начнем, естественно, с молекулярного уравнения. Гидроксид меди (II) – нерастворимое основание. Все нерастворимые основания реагируют с сильными кислотами с образованием соли и воды:

Cu(OH) 2 + 2HCl = CuCl 2 + 2H 2 O.

А теперь выясняем, какие вещества записывать в виде ионов, а какие – в виде молекул. Нам помогут приведенные выше списки. Гидроксид меди (II) – нерастворимое основание (см. таблицу растворимости), слабый электролит. Нерастворимые основания записывают в молекулярной форме. HCl – сильная кислота, в растворе практически полностью диссоциирует на ионы. CuCl 2 – растворимая соль. Записываем в ионной форме. Вода – только в виде молекул! Получаем полное ионное уравнение:

Сu(OH) 2 + 2H + + 2Cl – = Cu 2+ + 2Cl – + 2H 2 O.

Пример 3 . Составьте полное ионное уравнение реакции диоксида углерода с водным раствором NaOH.

Решение . Диоксид углерода – типичный кислотный оксид, NaOH – щелочь. При взаимодействии кислотных оксидов с водными растворами щелочей образуются соль и вода. Составляем молекулярное уравнение реакции (не забывайте, кстати, о коэффициентах):

CO 2 + 2NaOH = Na 2 CO 3 + H 2 O.

CO 2 – оксид, газообразное соединение; сохраняем молекулярную форму. NaOH – сильное основание (щелочь); записываем в виде ионов. Na 2 CO 3 – растворимая соль; пишем в виде ионов. Вода – слабый электролит, практически не диссоциирует; оставляем в молекулярной форме. Получаем следующее:

СO 2 + 2Na + + 2OH – = Na 2+ + CO 3 2- + H 2 O.

Пример 4 . Сульфид натрия в водном растворе реагирует с хлоридом цинка с образованием осадка. Составьте полное ионное уравнение данной реакции.

Решение . Сульфид натрия и хлорид цинка – это соли. При взаимодействии этих солей выпадает осадок сульфида цинка:

Na 2 S + ZnCl 2 = ZnS↓ + 2NaCl.

Я сразу запишу полное ионное уравнение, а вы самостоятельно проанализируете его:

2Na + + S 2- + Zn 2+ + 2Cl – = ZnS↓ + 2Na + + 2Cl – .

Предлагаю вам несколько заданий для самостоятельной работы и небольшой тест.

Упражнение 4 . Составьте молекулярные и полные ионные уравнения следующих реакций:

1. NaOH + HNO 3 =
2. H 2 SO 4 + MgO =
3. Ca(NO 3 ) 2 + Na 3 PO 4 =
4. CoBr 2 + Ca(OH) 2 =

Упражнение 5 . Напишите полные ионные уравнения, описывающие взаимодействие: а) оксида азота (V) с водным раствором гидроксида бария, б) раствора гидроксида цезия с иодоводородной кислотой, в) водных растворов сульфата меди и сульфида калия, г) гидроксида кальция и водного раствора нитрата железа (III).

В следующей части статьи мы научимся составлять краткие ионные уравнения и разберем большое количество примеров. Кроме того, мы обсудим специфические особенности задания 31, которое вам предстоит решать на ЕГЭ по химии.

Урок №10. Реакции ионного обмена и условия их протекания

РЕАКЦИИ ИОННОГО ОБМЕНА

Правила написания уравнений реакций в ионном виде

1. Записывают формулы веществ, вступивших в реакцию, ставят знак «равно» и записывают формулы образовавшихся веществ. Расставляют коэффициенты.

2. Пользуясь таблицей растворимости, записывают в ионном виде формулы веществ (солей, кислот, оснований), обозначенных в таблице растворимости буквой «Р» (хорошо растворимые в воде), исключение – гидроксид кальция, который, хотя и обозначен буквой «М», все же в водном растворе хорошо диссоциирует на ионы.

3. Нужно помнить, что на ионы не разлагаются металлы, оксиды металлов и неметаллов, вода, газообразные вещества, нерастворимые в воде соединения, обозначенные в таблице растворимости буквой «Н». Формулы этих веществ записывают в молекулярном виде. Получают полное ионное уравнение.

4. Сокращают одинаковые ионы до знака «равно» и после него в уравнении. Получают сокращенное ионное уравнение.

5. При написании полных и кратких ионных уравнений используйте следующие памятку и алгоритм :

[spoiler title=”источники:”]

http://www.repetitor2000.ru/ionnye_uravnenija_01.html

http://www.sites.google.com/site/himulacom/%D0%B7%D0%B2%D0%BE%D0%BD%D0%BE%D0%BA-%D0%BD%D0%B0-%D1%83%D1%80%D0%BE%D0%BA/9-%D0%BA%D0%BB%D0%B0%D1%81%D1%81-%D0%B2%D1%82%D0%BE%D1%80%D0%BE%D0%B9-%D0%B3%D0%BE%D0%B4-%D0%BE%D0%B1%D1%83%D1%87%D0%B5%D0%BD%D0%B8%D1%8F/%D1%83%D1%80%D0%BE%D0%BA-10-%D1%80%D0%B5%D0%B0%D0%BA%D1%86%D0%B8%D0%B8-%D0%B8%D0%BE%D0%BD%D0%BD%D0%BE%D0%B3%D0%BE-%D0%BE%D0%B1%D0%BC%D0%B5%D0%BD%D0%B0-%D0%B8-%D1%83%D1%81%D0%BB%D0%BE%D0%B2%D0%B8%D1%8F-%D0%B8%D1%85-%D0%BF%D1%80%D0%BE%D1%82%D0%B5%D0%BA%D0%B0%D0%BD%D0%B8%D1%8F

[/spoiler]

Реакции ионного обмена – это химические взаимодействия, в которых участвуют вещества, находящиеся в состоянии водных растворов. При этом степень окисления элементов, из которых они состоят, никогда не изменяется. Такие реакции проходят только с веществами, являющимися электролитами.

Электролиты

Это химические соединения, обладающие свойством проводить электрический ток.

В данных процессах реагирующие вещества обмениваются ионами друг с другом. Эти ионы образуют новые устойчивые связи.

Правило Бертолле

В соответствии с этим правилом можно определить, будет ли реакция ионного обмена протекать до конца. Такая реакция будет идти, если:

• образуется твердое вещество, являющееся практически нерастворимым (его легко обнаружить по выпавшему на дне пробирки осадку):

Ba(OH)₂+H₂SO₄→BaSO₄↓+2H₂O;

• происходит образование летучего газообразного вещества (пузырьки газа всплывают из раствора на поверхность):

CaCO₃+2HNO₃→Ca(NO₃)₂+CO₂↑+H₂O;

• образуется хорошо растворяющееся в воде вещество, являющееся слабым малодиссоциирующим электролитом (также может образовываться вода, которая тоже относится к слабым электролитам):

3NaOH+H₃PO₄→Na₃PO₄+3H₂O;

• происходит формирование комплексного иона (образуется комплексная соль):

2KOH+ZnO+H₂O→K₂[Zn(OH)₄].

Для протекания реакции достаточно выполнения хотя бы одного из приведенных здесь условий. Если же не соблюдается ни одно условие, реакция в водном растворе так и не начнется.

Как составить ионное уравнение реакции

При составлении ионных уравнений необходимо учитывать, что:

• вещества, которые не растворяются в воде, не могут диссоциировать, т.е. в таком случае реакция ионного обмена начаться не может;
• вещества, относящиеся к малорастворимым, также присутствуют в растворах, находясь в них в виде ионов;
• если в процессе реакции образуется малорастворимое соединение, при записи уравнения в ионном виде оно условно считается нерастворимым;
• суммарные значения зарядов в левой и правой частях уравнения должны иметь одинаковую величину.

Составляя ионное уравнение, нужно всегда придерживаться следующей последовательности действий:

1. Записать уравнение реакции в обычном, молекулярном виде. Чтобы правильно составить формулы образующихся соединений, необходимо к положительно заряженному иону одного реагирующего вещества (это начальный элемент его формулы) присоединить отрицательный ион другого вещества. Для оставшихся ионов следует проделать аналогичную операцию.

MgCl₂+2AgNO₃→2AgCl+Mg(NO₃)₂

1. Используя таблицу растворимости, определить степень растворимости каждого соединения. Эти данные нужно получить для веществ из обеих частей уравнения.

MgCl₂+2AgNO₃→2AgCl+Mg(NO₃)₂

1. Составить уравнение, которое отображает процесс диссоциации соединений, считающихся растворимыми. Это нужно сделать как для исходных компонентов, так и для конечных продуктов реакции.

MgCl₂↔Mg²⁺+2Cl^–

AgNO₃↔Ag⁺+NO₃^–

AgCl – эта соль не диссоциирует, поскольку согласно данным, полученным из таблицы растворимости, она является нерастворимой:

Mg(NO₃)₂↔Mg²⁺+2NO₃^–

1. В соответствии с данными, полученными при выполнении предыдущего шага, составить полное ионное уравнение.

Mg²⁺+2Cl^–+2Ag⁺+2NO₃^–→2AgCl↓+Mg²⁺+2NO₃^–

1. Записать ионное уравнение в сокращенном виде. Для этого достаточно просто убрать из левой и правой частей полного ионного уравнения совпадающие и одинаковые ионы.

Mg²⁺+ 2Cl^–+ 2Ag⁺+2NO₃^– → 2AgCl↓+Mg²⁺+2NO₃^–
Удалив все парные ионы, получим:

Ag⁺+Cl^–→AgCl↓

Ионное уравнение наглядно отображает сущность протекания реакции. В нем содержится информация, из которой можно узнать, что же на самом деле происходит в растворе. Что касается сокращенной записи ионного уравнения, то тут стоит отметить, что в виде одного и того же ионного уравнения может быть записано несколько реакций с разными веществами. Проиллюстрируем этот факт двумя примерами.

Примеры реакций ионного обмена

Данные примеры свидетельствуют, что химические процессы, наблюдающиеся в обеих случаях, схожи по своей сути.
Следует иметь в виду, что некоторые вещества при их растворении в воде начинают активно разлагаться. В частности, к ним относятся такие соли, как сульфид алюминия (Al₂S₃) и трехвалентный ацетат хрома (Cr(CH₃COO)₃). Это значит, что такие соединения в результате проведения реакций ионного обмена получить не удастся.

Тест по теме «Реакции ионного обмена»

Реакции ионного обмена – это реакции между сложными веществами в растворах, в результате которых реагирующие вещества обмениваются своими составными частями. Так как в этих реакциях происходит обмен ионами – они называются ионными.

Правило Бертолле: Реакции обмена в растворах электролитов протекают до конца (возможны) только тогда, когда в результате реакции образуется либо твердое малорастворимое вещество (осадок), либо газ, либо вода или любой другой слабый электролит.

Например, нитрат серебра взаимодействует с бромидом калия

AgNО₃ + КВr = АgВr↓ + КNО₃

Правила составления уравнений реакций ионного обмена

1. Записываем молекулярное уравнение реакции, не забывая расставить коэффициенты:    

3KOH +FeCl₃ = Fe(OH)₃ + 3KCl

2. С помощью таблицы растворимости определяем растворимость каждого вещества. Подчеркнем вещества, которые мы не будем представлять в виде ионов.

                                                                              р           р             н                р

3KOH + FeCl₃ = Fe(OH)₃ +  3KCl

3. Составляем полное ионное уравнение. Сильные электролиты записываем в виде ионов, а слабые электролиты, малорастворимые вещества и газообразные вещества записываем в виде молекул.

3K⁺ + 3OH^— + Fe³⁺ + 3Cl^— =   Fe(OH)₃ + 3K⁺ + 3Cl^—

4. Находим одинаковые ионы (они не приняли участия в реакции в левой и правой частях уравнения реакции) и сокращаем их слева и справа.

3K⁺ + 3OH^— + Fe³⁺ + 3Cl^— =  Fe(OH)₃ + 3K⁺ + 3Cl^—

5. Составляем итоговое сокращенное ионное уравнение (выписываем формулы ионов или веществ, которые приняли участие в реакции).

Fe³⁺ +  3OH^— = Fe(OH)₃

На ионы мы не разбиваем:

• Оксиды; осадки; газы; воду; слабые электролиты (кислоты и основания)
• Анионы кислотных остатков кислых солей слабых кислот (НСО₃^—, Н₂РО₄^— и т.п.) и катионы основных солей слабых оснований Al(OH)²⁺
• Комплексные катионы и анионы: [Al(OH)₄]^—

Например, взаимодействие сульфида цинка и серной кислоты

Составляем уравнение реакции и проверяем растворимость всех веществ. Сульфид цинка нерастворим.

                                                                                н          р              р           р

ZnS + H₂SO₄ = ZnSO₄ + H₂S  

Реакция протекает до конца, т.к. выделяется газ сероводород, который является слабым электролитом. Полное ионно-молекулярное уравнение:

ZnS + 2H⁺ + SO₄^2— = Zn²⁺ + SO₄^2— + H₂S

Сокращаем ионы, которые не изменились в процессе реакции – в данном случае это только сульфат-ионы, получаем сокращенное ионное уравнение:

      ZnS + 2H⁺ = Zn²⁺ + H₂S

Например, взаимодействие гидрокарбоната натрия и гидроксида натрия

Составляем уравнение реакции и проверяем растворимость всех веществ:

                                                                              р               р              р

NaHCO₃ + NaOH = Na₂CO₃ + H₂O

Кислые анионы слабых кислот являются слабыми электролитами и на ионы не разбиваются:

Na⁺ + НСО₃^— + Na⁺ + ОН^— = 2Na⁺ + CO₃^2- + H₂O

Сокращаем одинаковые ионы, получаем сокращенное ионное уравнение:

НСО₃^—+ ОН^— = CO₃^2- + H₂O

Например, взаимодействие тетрагидроксоалюмината натрия и соляной кислоты

Составляем уравнение реакции и проверяем растворимость всех веществ:

                                                                             р               р          р           р

Na[Al(OH)₄] + 4HCl = NaCl + AlCl₃ + H₂O

Комплексные ионы являются слабыми электролитами и на ионы не разбиваются:

Na⁺ + [Al(OH)₄]^— + 4H⁺ + 4Cl^— = Na⁺ + Cl^— + Al³⁺ + 3Cl^— + H₂O

Сокращаем одинаковые ионы, получаем сокращенное ионное уравнение:

[Al(OH)₄]^— + 4H⁺ =  Al³⁺ + 4H₂O

Ионные уравнения

Ионные уравнения — неотъемлемая часть сложной и интересной химической науки. Такие уравнения позволяют наглядно увидеть, какие ионы вступают в химические превращения. В виде ионов записывают вещества, которые подвергаются электролитической диссоциации. Разберем историю вопроса, алгоритм составления ионных уравнений и примеры задач.

06 июня 2019

ИСТОРИЯ ВОПРОСА

Еще древние алхимики, проводя нехитрые химические реакции в поисках философского камня и записывая в толстые фолианты результаты своих исследований, использовали определенные знаки для химических веществ. У каждого ученого была своя система, что неудивительно: каждый хотел защитить свои тайные знания от происков завистников и конкурентов. И лишь в VIII веке появляются единые обозначения для некоторых элементов.

В 1615 году Жан Бегун в своей книге «Начала химии», что по праву считается одним из первых учебников в этом разделе естествознания, предложил использовать условные обозначения для записи химических уравнений. И лишь в 1814 году шведский химик Йонс Якоб Берцелиус создал систему химических символов на основе одной или двух первых букв латинского названия элемента, подобную той, с которой ученики знакомятся на уроках.

В восьмом классе (параграф 12, учебник «Химия. 8 класс» под редакцией В.В. Еремина) ребята научились составлять молекулярные уравнения реакций, где и реагенты, и продукты реакций представлены в виде молекул.

Однако это упрощенный взгляд на химические превращения. И об этом задумывались ученые уже в XVIII веке.

Аррениус в результате своих экспериментов выяснил, что растворы некоторых веществ проводят электрический ток. И доказал, что вещества, обладающие электропроводностью, в растворах находятся в виде ионов: положительно заряженных катионов и отрицательно заряженных анионов. И именно эти заряженные частицы вступают в реакции.

ЧТО ТАКОЕ ИОННЫЕ УРАВНЕНИЯ

Ионные уравнения реакций — это химические равенства, в которых вещества, вступающие в реакцию, и продукты реакций обозначены в виде диссоциированных ионов. Уравнения данного типа подходят для записи химических реакций замещения и обмена в растворах.

Ионные уравнения — неотъемлемая часть сложной и интересной химической науки. Такие уравнения позволяют наглядно увидеть, какие ионы вступают в химические превращения. В виде ионов записывают вещества, которые подвергаются электролитической диссоциации (тема подробно разбирается в параграфе 10, учебник «Химия. 9 класс» под редакцией В.В. Еремина). В виде молекул записывают газы, вещества, выпадающие в осадок, и слабые электролиты, которые практически не диссоциируют. Газы обозначаются стрелкой вверх (↑), субстанции, выпадающие в осадок, стрелкой вниз (↓).

ОСОБЕННОСТИ ИОННЫХ УРАВНЕНИЙ

1. Реакции ионного обмена, в отличие от окислительно-восстановительных реакций, протекают без нарушения валентности веществ, вступающих в химические превращения.

 — окислительно-восстановительная реакция

 — реакция ионного обмена

2. Реакции между ионами протекают при условии образования в ходе реакции плохорастворимого осадка, выделения летучего газа или образования слабых электролитов.

CuCl₂ + 2NaOH = Cu(OH)₂↓ + 2NaCl

Na₂CO₃ + 2HCl = 2NaCl + CO₂↑+ H₂O

Удивительно, что реакции обмена могут проходить даже с нерастворимыми солями слабых кислот. В этом случае сильная кислота вытесняет слабую из ее солей. В качестве примера можно привести сокращенное ионное уравнение разведения карбоната кальция в сильных кислотах.

АЛГОРИТМ СОСТАВЛЕНИЯ ИОННОГО УРАВНЕНИЯ

1. Записываем молекулярное уравнение химического процесса.

   H₂SO₄ + KOH = K₂SO₄ + H₂O

2. Балансируем молекулярное уравнение с помощью коэффициентов.

   Чтобы правильно сбалансировать равенство, нужно вспомнить закон сохранения массы веществ (параграф 12, «Химия. 8 класс» под редакцией В.В. Еремина), согласно которому в ходе химических превращений новые атомы не появляются, а старые не разрушаются. Т.е. число атомов в продуктах реакции равно числу атомов в исходных веществах. Помним, что водород и кислород уравниваем в последнюю очередь.

   H₂SO₄ + 2KOH = K₂SO₄ + 2H₂O

3. Определяем, какие вещества в химической реакции диссоциируют, т.е. распадаются на ионы.

   Записываем в виде ионов:

   • растворимые соли;
   • сильные кислоты (H₂SO₄, HNO₃, HCl и др.);
   • растворимые в воде основания.

   Записываем в виде молекул:

   • нерастворимые соли;
   • слабые кислоты, щелочи, вода;
   • оксиды;
   • газы;
   • простые вещества;
   • большинство органических соединений.

   Если есть сомнения в растворимости реагента или продукта реакции, можно проверить по специальной таблице, которая является справочным материалом, ей можно пользоваться на различных экзаменах.

   

   В таблице, помимо растворимости соединений, представлены также заряды катионов и анионов, участвующих в реакциях.

4. Определяем многоатомные ионы.

   Это необходимо сделать, т.к. данные соединения не разлагаются на отдельные атомы и имеют свой заряд. Чаще всего в химических превращениях участвуют следующие многоатомные ионы: 

5. Записываем равенство таким образом, чтобы все диссоциирующие субстанции были представлены в виде катионов и анионов.

   

   Проверяем, чтобы уравнение было сбалансировано, т.е. количество различных атомов в частях с реагентами и продуктами реакции совпадало.

   На данном этапе мы получили полное ионное уравнение.

6. Вычеркиваем идентичные ионы в обеих частях равенства, т.е. катионы и анионы с одинаковыми нижними индексами и зарядами, и переписываем равенство без данных ионов.

   

   2H + 2OH = 2H₂O

   Проверяем, чтобы количество атомов элементов совпадало в правой и левой частях уравнения. Таким образом получаем краткое ионное уравнение.

ПРИМЕРЫ

Задача 1

Выясните, произойдет ли химическое взаимодействие между растворами гидроксида калия и хлорида аммония. (Записать для реакции молекулярное, полное ионное и сокращенное ионное уравнение.)

1. Записываем молекулярное уравнение, проверяем коэффициенты.

   KOH + NH₄Cl = KCl + NH₄OH

   Помним, что гидроксид аммония — нестабильное соединение и разлагается на аммиак и воду.

   Записываем окончательное уравнение:

   KOH (p) + NH₄Cl (p) = KCl (p) + NH₃↑+ H₂O

   NB! Благодаря летучести и резкому раздражающему запаху 3%-й раствор NH₃ называется «нашатырный спирт» и используется в медицине.

2. Подсматривая в таблицу растворимости, помечаем полное ионное уравнение, не забывая о зарядах ионов.

   

3. Вычеркивая идентичные катионы и анионы в обеих частях реакции, составляем краткое ионное уравнение.

   

4. Делаем вывод: химическая реакция между гидроксидом калия и хлоридом аммония протекает с образованием воды и выделением аммиака — летучего газа с резким запахом.

Задача 2

А сейчас выполним задание из учебника «Химия. 9 класс» под редакцией В.В. Еремина.

Налейте в пробирку 1 мл раствора карбоната натрия и аккуратно прилейте к нему пару капелек соляной кислоты.

Что происходит?

Составьте уравнение реакции, напишите полное и сокращенное ионные уравнения.

1. Записываем реакцию в молекулярном виде, расставляем коэффициенты, если это необходимо.

   Na₂CO₃ + 2HCl = 2NaCl + H₂O + CO₂

2. Подсматривая в таблицу растворимости, записываем полное ионное уравнение, не забывая отмечать заряды ионов.

   

3. Вычеркивая одинаковые катионы и анионы в правой и левой частях равенства, составляем краткое ионное уравнение.

   

   Вопрос «Что происходит?» остался без ответа. К сожалению, в домашних условиях этот опыт осуществить трудновато, так как стиральной содой уже давно никто не пользуется, да и соляную кислоту в аптеке уже не продают. Но примерно такой же визуальный эффект можно наблюдать, если смешать раствор пищевой соды с раствором уксусной кислоты.

#ADVERTISING_INSERT#