Ecuación de reacción molecular iónica abreviada. Elaboración de ecuaciones para reacciones de intercambio iónico.

11. Disociación electrolítica. Ecuaciones de reacción iónica

11.5. Ecuaciones de reacción iónica

Porque en soluciones acuosas Los electrolitos se descomponen en iones, se puede argumentar que las reacciones en soluciones acuosas de electrolitos son reacciones entre iones. Tales reacciones pueden proceder tanto con un cambio en el estado de oxidación de los átomos:

Fe 0   + 2 H + 1 Cl \u003d Fe + 2 Cl 2 + H 0 2

y sin cambio:

NaOH + HCl \u003d NaCl + H2O

En el caso general, las reacciones entre iones en soluciones se denominan iónicas, y si son de intercambio, entonces reacciones de intercambio iónico. Las reacciones de intercambio iónico ocurren solo cuando se forman sustancias que abandonan la esfera de reacción en forma de: a) un electrolito débil (por ejemplo, agua, ácido acético); b) gas (CO2, SO2); c) una sustancia escasamente soluble (precipitado). Las fórmulas de las sustancias poco solubles se determinan según la tabla de solubilidad (AgCl, BaSO 4, H 2 SiO 3, Mg (OH) 2, Cu (OH) 2, etc.). Deben memorizarse las fórmulas para gases y electrolitos débiles. Tenga en cuenta que los electrolitos débiles pueden ser muy solubles en agua: por ejemplo, CH 3 COOH, H 3 PO 4 , HNO 2.

La esencia de las reacciones de intercambio iónico refleja ecuaciones de reacción iónicas, que se obtienen a partir de ecuaciones moleculares sujetas a las siguientes reglas:

1) en forma de iones, las fórmulas de electrolitos débiles, sustancias insolubles y poco solubles, gases, óxidos, hidroaniones de ácidos débiles (HS -, HSO 3 -, HCO 3 -, H 2 PO 4 -, HPO 4 2 - ) no están escritos; la excepción es el ion HSO 4 - en una solución diluida); hidroxocationes de bases débiles (MgOH + , CuOH +); iones complejos ( 3− , 2− , 2−);

2) en forma de iones, se representan fórmulas de ácidos fuertes, álcalis, sales solubles en agua. La fórmula Ca(OH) 2 se expresa como iones cuando se usa agua de cal, pero no como iones cuando la lechada de cal contiene partículas de Ca(OH) 2 insolubles.

Hay ecuaciones de reacción iónicas completas y abreviadas (cortas). La ecuación iónica reducida carece de los iones representados en ambos lados de la ecuación iónica completa. Ejemplos de escritura de ecuaciones moleculares, iónicas completas e iónicas reducidas:

  • NaHCO 3 + HCl \u003d NaCl + H 2 O + CO 2 - molecular,

Na + + HCO 3 - + H + + Cl - \u003d Na + + Cl - + H 2 O + CO 2   - iónico completo,

HCO 3 − + H + = H 2 O + CO 2   - iónico abreviado;

  • BaCl 2 + K 2 SO 4 = BaSO 4 ↓ + 2KCl - molecular,

Ba 2 + + 2 Cl - + 2 K + + SO 4 2 - = BaSO 4   ↓ + 2 K + + 2 Cl - - totalmente iónico,

Ba 2 + + SO 4 2 - = BaSO 4   ↓ - iónico abreviado.

A veces, las ecuaciones iónicas completas e iónicas reducidas son las mismas:

Ba(OH)2 + H2SO4 = BaSO4 ↓ + 2H2O

Ba 2+ + 2OH - + 2H + + SO 4 2 - = BaSO 4 ↓ + 2H 2 O,

y para algunas reacciones, la ecuación iónica no se puede escribir en absoluto:

3Mg(OH)2 + 3H3PO4 = Mg3 (PO4)2 ↓ + 6H2O

Ejemplo 11.5. Indique un par de iones que pueden estar presentes en forma completa ecuación ion-molecular, si corresponde a la ecuación ion-molecular reducida

Ca 2 + + SO 4 2 - \u003d CaSO 4.

1) SO 3 2 − y H + ; 3) CO 3 2 - y K +, 2) HCO 3 - y K +; 4) Cl - y Pb 2+.

Solución. La respuesta correcta es 2):

Ca 2 + + 2 HCO 3 - + 2 K + + SO 4 2 - = CaSO 4   ↓ + 2 HCO 3 - + 2 K + (Ca(HCO 3) 2 soluble en sal) o Ca 2+ + SO 4 2 - = CaSO4.

Para otros casos tenemos:

1) CaSO 3 + 2H ++ + SO 4 2 - = CaSO 4 ↓ + H 2 O + SO 2;

3) CaCO 3 + 2K ++ SO 4 2 - (la reacción no continúa);

4) Ca 2+ + 2Cl - + PbSO 4 (la reacción no procede).

Respuesta: 2).

Las sustancias (iones) que reaccionan entre sí en una solución acuosa (es decir, la interacción entre ellas va acompañada de la formación de un precipitado, gas o electrolito débil) no pueden coexistir en una solución acuosa en cantidades significativas.

Tabla 11.2

Ejemplos de pares de iones que no existen juntos en cantidades significativas en solución acuosa

Ejemplo 11.6. Indique en esta serie: HSO 3 - , Na + , Cl - , CH 3 COO - , Zn 2+ - fórmulas de iones que no pueden estar presentes en cantidades significativas: a) en un ambiente ácido; b) en un ambiente alcalino.

Solución. a) En un ambiente ácido, es decir. junto con los iones H +, los aniones HSO 3 - y CH 3 COO - no pueden estar presentes, ya que reaccionan con los cationes de hidrógeno, formando electrolito débil o gasolina:

CH 3 COO − + H + ⇄ CH 3 COOH

HSO 3 - + H + ⇄ H 2 O + SO 2

b) Los iones HSO 3 - y Zn 2+ no pueden estar presentes en un ambiente alcalino, ya que reaccionan con los iones hidróxido para formar un electrolito débil o un precipitado:

HSO 3 - + OH - ⇄ H 2 O + SO 3 2 -

Zn2+ + 2OH– = Zn(OH)2 ↓.

Respuesta: a) HSO 3 - y CH 3 COO -; b) HSO 3 − y Zn 2+.

Los residuos de sales ácidas de ácidos débiles no pueden estar presentes en cantidades significativas ni en ambientes ácidos ni alcalinos, porque en ambos casos se forma un electrolito débil.

Lo mismo puede decirse de los residuos de sales básicas que contienen un grupo hidroxo:

CuOH + + OH - \u003d Cu (OH) 2 ↓

Cuando se disuelven en agua, no todas las sustancias tienen la capacidad de conducir electricidad. Esos compuestos, el agua soluciones que son capaces de conducir corriente eléctrica se denominan electrolitos. Los electrolitos conducen la corriente debido a la llamada conductividad iónica, que tienen muchos compuestos con estructura iónica (sales, ácidos, bases). Hay sustancias que tienen enlaces fuertemente polares, pero en solución experimentan una ionización incompleta (por ejemplo, cloruro de mercurio II): estos son electrolitos débiles. Muchos compuestos orgánicos(carbohidratos, alcoholes), disueltos en agua, no se descomponen en iones, pero conservan su estructura molecular. Estas sustancias no conducen la electricidad y se denominan no electrolitos.

Aquí hay algunas regularidades, guiadas por las cuales es posible determinar si uno u otro compuesto pertenece a electrolitos fuertes o débiles:

  1. ácidos . Entre los ácidos fuertes más comunes se encuentran HCl, HBr, HI, HNO 3 , H 2 SO 4 , HClO 4 . Casi todos los demás ácidos son electrolitos débiles.
  2. Cimientos. Las bases fuertes más comunes son hidróxidos de metales alcalinos y alcalinotérreos (excepto Be). Electrolito débil - NH 3.
  3. Sal. Las sales más comunes (compuestos iónicos) son electrolitos fuertes. Las excepciones son principalmente sales de metales pesados.

Teoría de la disociación electrolítica

Los electrolitos, tanto fuertes como débiles, e incluso muy diluidos, no obedecen ley de Raoult Y . Al tener la capacidad de conducir electricidad, la presión de vapor del solvente y el punto de fusión de las soluciones de electrolitos serán más bajos, y el punto de ebullición será más alto en comparación con los mismos valores de un solvente puro. En 1887, S. Arrhenius, estudiando estas desviaciones, llegó a la creación de una teoría de la disociación electrolítica.

disociación electrolítica supone que las moléculas de electrolito en solución se descomponen en iones con carga positiva y negativa, que se denominan cationes y aniones, respectivamente.

La teoría plantea los siguientes postulados:

  1. En soluciones, los electrolitos se descomponen en iones, es decir, disociar. Cuanto más diluida esté la solución electrolítica, mayor será su grado de disociación.
  2. La disociación es un fenómeno reversible y de equilibrio.
  3. Las moléculas de solvente interactúan infinitamente débilmente (es decir, las soluciones están cerca del ideal).

Los diferentes electrolitos tienen diferentes grados de disociación, lo que depende no solo de la naturaleza del electrolito en sí, sino también de la naturaleza del solvente, así como de la concentración y la temperatura del electrolito.

Grado de disociación α , muestra cuántas moléculas norte descompuesto en iones, en comparación con el número total de moléculas disueltas norte:

α = norte/norte

En ausencia de disociación, α = 0, con disociación completa del electrolito, α = 1.

Desde el punto de vista del grado de disociación, según la fuerza, los electrolitos se dividen en fuerte (α> 0,7), fuerza media (0,3> α> 0,7), débil (α< 0,3).

Más precisamente, el proceso de disociación de electrolitos caracteriza Constante de disociación, independiente de la concentración de la solución. Si presentamos el proceso de disociación de electrolitos de forma general:

A a B b ↔ aA — + bB +

K = un segundo /

Para electrolitos débiles la concentración de cada ion es igual al producto de α por la concentración total del electrolito C, por lo que la expresión de la constante de disociación se puede convertir:

K = α 2 C/(1-α)

Para soluciones diluidas(1-α) =1, entonces

K = α 2 C

Desde aquí es fácil de encontrar. grado de disociación

Ecuaciones iónico-moleculares

Considere un ejemplo de la neutralización de un ácido fuerte por una base fuerte, por ejemplo:

HCl + NaOH = NaCl + HOH

El proceso se presenta en forma ecuación molecular. Se sabe que tanto los materiales de partida como los productos de reacción están completamente ionizados en solución. Por lo tanto, representamos el proceso en la forma ecuación iónica completa:

H + + Cl - + Na + + OH - = Na + + Cl - + HOH

Después de la "reducción" de iones idénticos en las partes izquierda y derecha de la ecuación, obtenemos ecuación iónica reducida:

H + + OH - = HOH

Vemos que el proceso de neutralización se reduce a la combinación de H + y OH - y la formación de agua.

Al compilar ecuaciones iónicas, debe recordarse que solo electrolitos fuertes. electrolitos débiles, sólidos y los gases se escriben en su forma molecular.

El proceso de precipitación se reduce a la interacción de solo Ag + e I - y la formación de AgI insoluble en agua.

Para saber si la sustancia que nos interesa es capaz de solubilidad en agua, es necesario utilizar la tabla de insolubilidad.

Consideremos el tercer tipo de reacciones, como resultado de lo cual se forma un compuesto volátil. Estas son reacciones de interacción de carbonatos, sulfitos o sulfuros con ácidos. Por ejemplo,

Al mezclar algunas soluciones de compuestos iónicos, la interacción entre ellos puede no ocurrir, por ejemplo

Entonces, para resumir, notamos que transformaciones químicas ocurrir cuando se cumple una de las siguientes condiciones:

  • Formación de no electrolitos. El agua puede actuar como un no electrolito.
  • Formación de sedimentos.
  • Liberación de gases.
  • La formación de un electrolito débil, como el ácido acético.
  • Transferencia de uno o más electrones. Esto se realiza en reacciones redox.
  • La formación o ruptura de uno o más
Categorías ,

Dado que los electrolitos en solución están en forma de iones, las reacciones entre soluciones de sales, bases y ácidos son reacciones entre iones, es decir, reacciones iónicas. Algunos de los iones que participan en la reacción conducen a la formación de nuevas sustancias (sustancias de baja disociación, precipitación, gases, agua), mientras que otros iones, al estar presentes en la solución, no dan nuevas sustancias, sino que permanecen en el solución. Para mostrar la interacción de qué iones conducen a la formación de nuevas sustancias, se componen ecuaciones iónicas moleculares, completas y breves.

EN ecuaciones moleculares Todas las sustancias se representan como moléculas. Ecuaciones iónicas completas mostrar la lista completa de iones presentes en solución durante una reacción dada. Ecuaciones iónicas breves están compuestos únicamente por aquellos iones, cuya interacción conduce a la formación de nuevas sustancias (sustancias que se disocian ligeramente, precipitación, gases, agua).

Al compilar reacciones iónicas, debe recordarse que las sustancias están ligeramente disociadas (electrólitos débiles), levemente y escasamente solubles (precipitando - " H”, “METRO”, ver apéndice‚ tabla 4) y gaseosos se escriben en forma de moléculas. Los electrolitos fuertes, casi completamente disociados, se encuentran en forma de iones. El signo “↓” después de la fórmula de una sustancia indica que esta sustancia se elimina de la esfera de reacción en forma de precipitado, y el signo “”, indica la eliminación de una sustancia en forma de gas.

El procedimiento para compilar ecuaciones iónicas a partir de ecuaciones moleculares conocidas. considere el ejemplo de la reacción entre soluciones de Na 2 CO 3 y HCl.

1. La ecuación de reacción se escribe en forma molecular:

Na2CO3 + 2HCl → 2NaCl + H2CO3

2. La ecuación se reescribe en forma iónica, mientras que las sustancias que se disocian bien se escriben en forma de iones, y las sustancias que se disocian poco (incluida el agua), los gases o las sustancias difícilmente solubles se escriben en forma de moléculas. El coeficiente anterior a la fórmula de una sustancia en la ecuación molecular se aplica por igual a cada uno de los iones que componen la sustancia, y por tanto se saca en la ecuación iónica antes que el ion:

2 Na + + CO 3 2- + 2H + + 2Cl -<=>2Na + + 2Cl - + CO2 + H2O

3. De ambas partes de la igualdad, los iones que ocurren en las partes izquierda y derecha están excluidos (reducidos) (subrayados por los guiones correspondientes):

2Na++ CO3 2- + 2H + + 2Cl-<=> 2Na+ + 2Cl-+ CO2 + H2O

4. La ecuación iónica se escribe en su forma final (ecuación iónica abreviada):

2H++ CO3 2-<=>CO2 + H2O

Si en el curso de la reacción y/o se forman sustancias ligeramente disociadas, y/o difícilmente solubles, y/o gaseosas, y/o agua, y tales compuestos están ausentes en las sustancias de partida, entonces la reacción será prácticamente irreversible ( →), y para ello es posible componer una ecuación molecular, iónica completa y corta. Si tales sustancias existen tanto en los reactivos como en los productos, entonces la reacción será reversible (<=>):

ecuación molecular: CaCO3 + 2HCl<=>CaCl2 + H2O + CO2

Ecuación iónica completa: CaCO3 + 2H++ + 2Cl-<=>Ca 2+ + 2Cl - + H 2 O + CO 2

Muy a menudo, los escolares y los estudiantes tienen que compensar los llamados. ecuaciones de reacción iónicas. En particular, el problema 31, propuesto en el Examen Estatal Unificado de Química, está dedicado a este tema. En este artículo, discutiremos en detalle el algoritmo para escribir ecuaciones iónicas cortas y completas, analizaremos muchos ejemplos. niveles diferentes dificultades.

¿Por qué son necesarias las ecuaciones iónicas?

Permítanme recordarles que cuando muchas sustancias se disuelven en agua (¡y no solo en agua!) se produce un proceso de disociación: las sustancias se descomponen en iones. Por ejemplo, las moléculas de HCl en un medio acuoso se disocian en cationes de hidrógeno (H + , más precisamente, H 3 O +) y aniones de cloro (Cl -). El bromuro de sodio (NaBr) se encuentra en una solución acuosa no en forma de moléculas, sino en forma de iones hidratados Na + y Br - (por cierto, los iones también están presentes en el bromuro de sodio sólido).

Al escribir las ecuaciones "ordinarias" (moleculares), no tenemos en cuenta que no entran moléculas en la reacción, sino iones. Por ejemplo, aquí está la ecuación para la reacción entre ácido clorhídrico e hidróxido de sodio:

HCl + NaOH = NaCl + H2O. (1)

Por supuesto, este diagrama no describe correctamente el proceso. Como ya hemos dicho, prácticamente no hay moléculas de HCl en una solución acuosa, pero sí iones H+ y Cl-. Lo mismo es cierto para el NaOH. Sería mejor escribir lo siguiente:

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

Eso es lo que es ecuación iónica completa. En lugar de moléculas "virtuales", vemos partículas que realmente están presentes en la solución (cationes y aniones). No nos detendremos en la cuestión de por qué hemos escrito H 2 O en forma molecular. Esto se explicará un poco más adelante. Como puedes ver, no hay nada complicado: hemos reemplazado las moléculas con iones, que se forman durante su disociación.

Sin embargo, incluso la ecuación iónica completa no es perfecta. De hecho, eche un vistazo más de cerca: tanto en la parte izquierda como en la derecha de la ecuación (2) hay partículas idénticas: cationes Na + y aniones Cl -. Estos iones no cambian durante la reacción. ¿Por qué entonces son necesarios en absoluto? Vamos a eliminarlos y obtener ecuación iónica corta:

H + + OH - = H 2 O. (3)

Como puede ver, todo se reduce a la interacción de los iones H + y OH - con la formación de agua (reacción de neutralización).

Se escriben todas las ecuaciones iónicas completas y cortas. Si resolvimos el problema 31 en el examen de química, obtendríamos la calificación máxima: 2 puntos.


Entonces, una vez más sobre la terminología:

  • HCl + NaOH = NaCl + H 2 O - ecuación molecular (ecuación "usual", que refleja esquemáticamente la esencia de la reacción);
  • H + + Cl - + Na + + OH - = Na + + Cl - + H 2 O - ecuación iónica completa (las partículas reales en solución son visibles);
  • H + + OH - = H 2 O - una ecuación iónica corta (eliminamos toda la "basura" - partículas que no participan en el proceso).

Algoritmo para escribir ecuaciones iónicas

  1. Componemos la ecuación molecular de la reacción.
  2. Todas las partículas que se disocian en solución en un grado notable se escriben como iones; las sustancias que no son propensas a la disociación, las dejamos "en forma de moléculas".
  3. Eliminamos de las dos partes de la ecuación el llamado. iones observadores, es decir, partículas que no participan en el proceso.
  4. Comprobamos los coeficientes y obtenemos la respuesta final: una ecuación iónica corta.

Ejemplo 1. Escriba una ecuación iónica completa y corta que describa la interacción de soluciones acuosas de cloruro de bario y sulfato de sodio.

Solución. Actuaremos de acuerdo con el algoritmo propuesto. Primero establezcamos la ecuación molecular. El cloruro de bario y el sulfato de sodio son dos sales. Veamos la sección del libro de referencia "Propiedades de los compuestos inorgánicos". Vemos que las sales pueden interactuar entre sí si se forma un precipitado durante la reacción. Vamos a revisar:

Ejercicio 2. Completa las ecuaciones de las siguientes reacciones:

  1. KOH + H 2 SO 4 \u003d
  2. H 3 PO 4 + Na 2 O \u003d
  3. Ba(OH)2 + CO2 =
  4. NaOH + CuBr2 =
  5. K 2 S + Hg (NO 3) 2 \u003d
  6. Zn + FeCl2 =

Ejercicio 3. Escriba las ecuaciones moleculares para las reacciones (en solución acuosa) entre: a) carbonato de sodio y ácido nítrico, b) cloruro de níquel (II) e hidróxido de sodio, c) ácido ortofosfórico e hidróxido de calcio, d) nitrato de plata y cloruro de potasio, e ) óxido de fósforo (V) e hidróxido de potasio.

Espero sinceramente que no haya tenido problemas para completar estas tres tareas. Si este no es el caso, debe volver al tema " Propiedades químicas principales clases de compuestos inorgánicos".

Cómo convertir una ecuación molecular en una ecuación iónica completa

Comienza lo más interesante. Debemos entender qué sustancias deben escribirse como iones y cuáles deben dejarse en "forma molecular". Tienes que recordar lo siguiente.

En forma de iones escribe:

  • sales solubles (enfatizo que solo las sales son altamente solubles en agua);
  • los álcalis (permítanme recordarles que las bases hidrosolubles se llaman álcalis, pero no NH 4 OH);
  • ácidos fuertes (H 2 SO 4 , HNO 3 , HCl, HBr, HI, HClO 4 , HClO 3 , H 2 SeO 4 , ...).

Como puede ver, esta lista es fácil de recordar: incluye ácidos y bases fuertes y todas las sales solubles. Por cierto, para los jóvenes químicos especialmente atentos que pueden estar indignados por el hecho de que los electrolitos fuertes (sales insolubles) no estén incluidos en esta lista, les puedo decir lo siguiente: NO incluir sales insolubles en esta lista no rechaza en absoluto el hecho de que son electrolitos fuertes.

Todas las demás sustancias deben estar presentes en las ecuaciones iónicas en forma de moléculas. Esos lectores exigentes que no se contentan con el vago término "todas las demás sustancias", y que, siguiendo el ejemplo del héroe de una famosa película, exigen "anunciar Lista llena Doy la siguiente información.

En forma de moléculas, escribe:

  • todas las sales insolubles;
  • todas las bases débiles (incluidos los hidróxidos insolubles, NH 4 OH y sustancias similares);
  • todos los ácidos débiles (H 2 CO 3 , HNO 2 , H 2 S, H 2 SiO 3 , HCN, HClO, casi todos los ácidos orgánicos...);
  • en general, todos los electrolitos débiles (incluso el agua!!!);
  • óxidos (todos los tipos);
  • todos los compuestos gaseosos (en particular H 2 , CO 2 , SO 2 , H 2 S, CO);
  • sustancias simples (metales y no metales);
  • casi todos los compuestos orgánicos (a excepción de las sales solubles en agua de ácidos orgánicos).

¡Uf, creo que no me olvidé de nada! Aunque es más fácil, en mi opinión, recordar la lista No. 1. De los fundamentalmente importantes en la lista No. 2, señalaré una vez más el agua.


¡Vamos a entrenar!

Ejemplo 2. Haz una ecuación iónica completa que describa la interacción del hidróxido de cobre (II) y el ácido clorhídrico.

Solución. Comencemos, por supuesto, con la ecuación molecular. El hidróxido de cobre (II) es una base insoluble. Todas las bases insolubles reaccionan con ácidos fuertes para formar una sal y agua:

Cu(OH)2 + 2HCl = CuCl2 + 2H2O.

Y ahora descubrimos qué sustancias escribir en forma de iones y cuáles, en forma de moléculas. Las listas anteriores nos ayudarán. El hidróxido de cobre (II) es una base insoluble (ver tabla de solubilidad), un electrolito débil. Las bases insolubles se escriben en forma molecular. El HCl es un ácido fuerte, en solución se disocia casi por completo en iones. CuCl 2 es una sal soluble. Escribimos en forma iónica. Agua, ¡solo en forma de moléculas! Obtenemos la ecuación iónica completa:

Cu (OH) 2 + 2H + + 2Cl - \u003d Cu 2+ + 2Cl - + 2H 2 O.

Ejemplo 3. Escriba una ecuación iónica completa para la reacción del dióxido de carbono con una solución acuosa de NaOH.

Solución. El dióxido de carbono es un óxido ácido típico, el NaOH es un álcali. Cuando los óxidos ácidos interactúan con soluciones acuosas de álcalis, se forman sal y agua. Componemos la ecuación de reacción molecular (no te olvides, por cierto, de los coeficientes):

CO 2 + 2NaOH \u003d Na 2 CO 3 + H 2 O.

CO 2 - óxido, compuesto gaseoso; mantener la forma molecular. NaOH - base fuerte (álcali); escrito en forma de iones. Na2CO3 - sal soluble; escribir en forma de iones. El agua es un electrolito débil, prácticamente no se disocia; dejarlo en forma molecular. Obtenemos lo siguiente:

CO 2 + 2Na + + 2OH - \u003d Na 2+ + CO 3 2- + H 2 O.

Ejemplo 4. El sulfuro de sodio en solución acuosa reacciona con el cloruro de zinc para formar un precipitado. Escriba la ecuación iónica completa para esta reacción.

Solución. El sulfuro de sodio y el cloruro de zinc son sales. Cuando estas sales interactúan, el sulfuro de zinc precipita:

Na 2 S + ZnCl 2 \u003d ZnS ↓ + 2NaCl.

Inmediatamente escribiré la ecuación iónica completa y tú mismo la analizarás:

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

Aquí hay algunas tareas para que usted Trabajo independiente y una pequeña prueba.

Ejercicio 4. Escriba las ecuaciones moleculares e iónicas completas para las siguientes reacciones:

  1. NaOH + HNO3 =
  2. H 2 SO 4 + MgO =
  3. Ca(NO 3 ) 2 + Na 3 PO 4 =
  4. CoBr2 + Ca(OH)2 =

Ejercicio 5. Escriba ecuaciones iónicas completas que describan la interacción de: a) óxido nítrico (V) con una solución acuosa de hidróxido de bario, b) una solución de hidróxido de cesio con ácido yodhídrico, c) soluciones acuosas de sulfato de cobre y sulfuro de potasio, d) hidróxido de calcio y una solución acuosa de nitrato de hierro (III).

1. Anota las fórmulas de las sustancias que han reaccionado, pon un signo de "igual" y anota las fórmulas de las sustancias formadas. Establecer coeficientes.

2. Utilizando la tabla de solubilidad, anote en forma iónica las fórmulas de las sustancias (sales, ácidos, bases) indicadas en la tabla de solubilidad con la letra “P” (altamente soluble en agua), a excepción del hidróxido de calcio, que aunque indicado por la letra "M", sin embargo, en una solución acuosa, se disocia bien en iones.

3. Debe recordarse que los metales, óxidos de metales y no metales, agua, sustancias gaseosas, compuestos insolubles en agua, indicados en la tabla de solubilidad con la letra "H", no se descomponen en iones. Las fórmulas de estas sustancias están escritas en forma molecular. Obtenga la ecuación iónica completa.

4. Reduzca los iones idénticos antes y después del signo igual en la ecuación. Obtenga la ecuación iónica reducida.

5. ¡Recuerda!

P - sustancia soluble;

M - sustancia poco soluble;

TP - tabla de solubilidad.

Algoritmo para compilar reacciones de intercambio iónico (RIO)

en forma molecular, iónica completa y corta


Ejemplos de compilación de reacciones de intercambio iónico

1. Si como resultado de la reacción se libera una sustancia de baja disociación (md): agua.

En este caso, la ecuación iónica completa es la misma que la ecuación iónica reducida.

2. Si se libera una sustancia insoluble en agua como resultado de la reacción.


En este caso, la ecuación de reacción iónica completa coincide con la reducida. Esta reacción continúa hasta el final, como lo demuestran dos hechos a la vez: la formación de una sustancia insoluble en agua y la liberación de agua.

3. Si se libera una sustancia gaseosa como resultado de la reacción.




COMPLETE LAS TAREAS SOBRE EL TEMA "REACCIONES DE INTERCAMBIO IÓNICO"

Tarea número 1.
Determine si se puede llevar a cabo la interacción entre soluciones de las siguientes sustancias, escriba las reacciones en forma molecular, iónica completa y corta:
hidróxido de potasio y cloruro de amonio.

Solución

Compilando fórmulas químicas sustancias por sus nombres, usando valencias y escribimos RIO en forma molecular (comprobamos la solubilidad de las sustancias según TR):

KOH + NH4 Cl = KCl + NH4 OH

dado que NH4 OH es una sustancia inestable y se descompone en agua y gas NH3, la ecuación de RIO tomará la forma final

KOH (p) + NH4 Cl (p) = KCl (p) + NH3 + H2 O

Componemos la ecuación iónica completa de RIO usando TR (no olvides anotar la carga del ion en la esquina superior derecha):

K+ + OH- + NH4 + + Cl- = K+ + Cl- + NH3 + H2 O

Componemos una ecuación iónica RIO corta, eliminando los mismos iones antes y después de la reacción:

Oh - +NH 4 + =NH 3 + H2O

Concluimos:
La interacción entre soluciones de las siguientes sustancias se puede realizar, ya que los productos de esta RIO son gas (NH3) y una sustancia de baja disociación agua (H2O).

Tarea número 2

Esquema dado:

2H + + CO 3 2- = H2 O+CO2

Seleccione sustancias, cuya interacción en soluciones acuosas se expresa mediante las siguientes ecuaciones abreviadas. Escriba las ecuaciones iónicas completas y moleculares correspondientes.

Usando TR, seleccionamos reactivos: sustancias solubles en agua que contienen iones 2H + y compañía3 2- .

Por ejemplo, ácido - H 3 correos4 (p) y sal -K2 CO3 (pag).

Componemos la ecuación molecular de RIO:

2H 3 correos4 (pag) +3K2 CO3 (pag) -> 2K3 correos4 (p) + 3H2 CO3 (pag)

Dado que el ácido carbónico es una sustancia inestable, se descompone en dióxido de carbono CO 2 y agua H2 O, la ecuación tomará la forma final:

2H 3 correos4 (pag) +3K2 CO3 (pag) -> 2K3 correos4 (p) + 3CO2 + 3H2 O

Componemos la ecuación iónica completa de RIO:

6H + +2PO4 3- + 6K+ + 3CO3 2- -> 6K+ + 2PO4 3- + 3CO2 + 3H2 O

Componemos una ecuación iónica RIO corta:

6H + +3CO3 2- = 3CO2 + 3H2 O

2H + +CO3 2- = CO2 + H2 O

Concluimos:

Al final, obtuvimos la ecuación iónica reducida deseada, por lo tanto, la tarea se completó correctamente.

Tarea número 3

Escriba la reacción de intercambio entre el óxido de sodio y el ácido fosfórico en forma molecular, iónica completa y corta.

1. Componemos una ecuación molecular, al compilar fórmulas, tenemos en cuenta las valencias (ver TR)

3na 2 O (ne) + 2H3 correos4 (p) -> 2Na3 correos4 (p) + 3H2 O (md)

donde ne es un no electrolito, no se disocia en iones,
md - una sustancia de baja disociación, no nos descomponemos en iones, el agua es un signo de la irreversibilidad de la reacción

2. Componemos una ecuación iónica completa:

3na 2 O+6H+ + 2 PO4 3- -> 6Na+ + 2 PO 4 3- + 3H2 O

3. Cancelamos los mismos iones y obtenemos una ecuación iónica corta:

3na 2 O+6H+ -> 6Na+ + 3H2 O
Reducimos los coeficientes por tres y obtenemos:
N / A2 O+2H+ -> 2Na+ + H2 O

Esta reacción es irreversible, es decir, va hasta el final, ya que se forma una sustancia de baja disociación agua en los productos.

TAREAS PARA TRABAJO INDEPENDIENTE

Tarea número 1

Reacción entre carbonato de sodio y ácido sulfúrico

Escriba una ecuación para la reacción de intercambio iónico de carbonato de sodio con ácido sulfúrico en forma molecular, iónica completa y corta.

Tarea número 2

ZnF 2 + Ca(OH)2 ->
k2 S+H3 correos4 ->

Tarea número 3

Mira el siguiente experimento

Precipitación de sulfato de bario

Escriba una ecuación para la reacción de intercambio iónico de cloruro de bario con sulfato de magnesio en forma molecular, iónica completa y corta.

Tarea número 4

Complete las ecuaciones de reacción en forma molecular, iónica completa y corta:

Hg(NO 3 ) 2 + na2 S ->
k2 ENTONCES3 + HCl ->

Al completar la tarea, use la tabla de solubilidad de sustancias en agua. ¡Recuerda las excepciones!

Compartir: