Ao compilar equações iônicas, deve-se guiar pelo fato de que as fórmulas de substâncias de baixa dissociação, insolúveis e gasosas são escritas na forma molecular. Se uma substância precipita, então, como você já sabe, uma seta apontando para baixo (↓) é colocada ao lado de sua fórmula, e se uma substância gasosa é liberada durante a reação, uma seta para cima () é colocada ao lado de sua fórmula.

Por exemplo, se uma solução de cloreto de bário BaCl 2 é adicionada a uma solução de sulfato de sódio Na 2 SO 4 (Fig. 132), então um precipitado branco de sulfato de bário BaSO 4 é formado como resultado da reação. Escrevemos a equação da reação molecular:

Arroz. 132.
Reação entre sulfato de sódio e cloreto de bário

Reescrevemos esta equação, descrevendo eletrólitos fortes como íons, e aqueles que saem da esfera de reação como moléculas:

Assim, escrevemos a equação completa da reação iônica. Se excluirmos íons idênticos de ambos os lados da equação, ou seja, íons que não participam da reação (2Na + e 2Cl - nos lados esquerdo e direito da equação), obtemos a equação da reação iônica reduzida:

Esta equação mostra que a essência da reação é reduzida à interação de íons bário Ba 2+ e íons sulfato, resultando na formação de um precipitado de BaSO 4 . Nesse caso, não importa quais eletrólitos incluíam esses íons antes da reação. Uma interação semelhante também pode ser observada entre K 2 SO 4 e Ba(NO 3) 2 , H 2 SO 4 e BaCl 2 .

Experiência de laboratório nº 17
Interação de soluções de cloreto de sódio e nitrato de prata

A 1 ml de solução de cloreto de sódio em um tubo de ensaio, adicione algumas gotas de solução de nitrato de prata com uma pipeta. O que você está assistindo? Escreva as equações moleculares e iônicas da reação. De acordo com a equação iônica abreviada, ofereça várias opções para realizar essa reação com outros eletrólitos. Escreva as equações moleculares das reações realizadas.

Assim, equações iônicas abreviadas são equações de forma geral que caracterizam a essência de uma reação química e mostram quais íons reagem e qual substância é formada como resultado.

Arroz. 133.
Reação entre ácido nítrico e hidróxido de sódio

Se um excesso de solução de ácido nítrico (Fig. 133) for adicionado a uma solução de hidróxido de sódio, tingida de carmesim pela fenolftaleína, a solução ficará incolor, o que servirá como um sinal para que uma reação química ocorra:

NaOH + HNO 3 \u003d NaNO 3 + H 2 O.

A equação iônica completa para esta reação é:

Na + + OH - + H + + NO 3 = Na + + NO - 3 + H 2 O.

Mas como os íons Na + e NO - 3 na solução permanecem inalterados, eles não podem ser escritos e, finalmente, a equação da reação iônica abreviada é escrita da seguinte forma:

H + + OH - \u003d H 2 O.

Mostra que a interação de um ácido forte e um álcali é reduzida à interação de íons H + e íons OH -, como resultado da formação de uma substância de baixa dissociação - água.

Essa reação de troca pode ocorrer não apenas entre ácidos e álcalis, mas também entre ácidos e bases insolúveis. Por exemplo, se você obtiver um precipitado azul de hidróxido de cobre (II) insolúvel reagindo sulfato de cobre (II) com álcali (Fig. 134):

e então dividir o precipitado resultante em três partes e adicionar uma solução de ácido sulfúrico ao precipitado no primeiro tubo de ensaio, ácido clorídrico ao precipitado no segundo tubo de ensaio e uma solução de ácido nítrico ao precipitado no terceiro tubo de ensaio. , então o precipitado se dissolverá nos três tubos de ensaio (Fig. 135).

Arroz. 135.
A interação do hidróxido de cobre (II) com ácidos:
a - sulfúrico; b - sal; em - nitrogênio

Isso significa que em todos os casos ocorreu uma reação química, cuja essência é refletida usando a mesma equação iônica.

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

Para verificar isso, anote as equações iônicas moleculares, completas e abreviadas das reações acima.

Experiência de laboratório nº 18
Obtenção de hidróxido insolúvel e sua interação com ácidos

Despeje 1 ml de cloreto de ferro (III) ou solução de sulfato em três tubos de ensaio. Despeje 1 ml de solução alcalina em cada tubo de ensaio. O que você está assistindo? Em seguida, adicione soluções de ácidos sulfúrico, nítrico e clorídrico aos tubos de ensaio, respectivamente, até que o precipitado desapareça. Escreva as equações moleculares e iônicas da reação.

Sugira várias opções para realizar tal reação com outros eletrólitos. Escreva as equações moleculares para as reações propostas.

Considere as reações iônicas que ocorrem com a formação de gás.

Despeje 2 ml de soluções de carbonato de sódio e carbonato de potássio em dois tubos de ensaio. Em seguida, despeje ácido clorídrico no primeiro e uma solução de ácido nítrico no segundo (Fig. 136). Em ambos os casos, notamos uma característica "ebulição" devido ao dióxido de carbono liberado.

Arroz. 136.
Interação de carbonatos solúveis:
a - com ácido clorídrico; b - com ácido nítrico

Vamos escrever as equações de reação molecular e iônica para o primeiro caso:

As reações que ocorrem em soluções eletrolíticas são escritas usando equações iônicas. Essas reações são chamadas de reações de troca iônica, uma vez que os eletrólitos trocam seus íons em solução. Assim, duas conclusões podem ser tiradas.

Palavras-chave e frases

1. Equações moleculares e iónicas de reacções.
2. Reações de troca iônica.
3. Reações de neutralização.

Trabalhar com computador

1. Consulte o aplicativo eletrônico. Estude o material da lição e complete as tarefas sugeridas.
2. Pesquise na Internet endereços de e-mail que possam servir como fontes adicionais que revelem o conteúdo das palavras-chave e frases do parágrafo. Ofereça ao professor sua ajuda na preparação de uma nova lição - faça um relatório sobre as palavras-chave e frases do próximo parágrafo.

Dúvidas e tarefas

Balanceie a equação molecular completa. Antes de escrever a equação iônica, a equação molecular original deve ser balanceada. Para fazer isso, é necessário colocar os coeficientes apropriados na frente dos compostos, de modo que o número de átomos de cada elemento no lado esquerdo seja igual ao seu número no lado direito da equação.

• Escreva o número de átomos de cada elemento em ambos os lados da equação.
• Adicione coeficientes na frente dos elementos (exceto oxigênio e hidrogênio) para que o número de átomos de cada elemento no lado esquerdo e direito da equação seja o mesmo.
• Equilibre os átomos de hidrogênio.
• Equilibre os átomos de oxigênio.
• Conte o número de átomos de cada elemento em ambos os lados da equação e certifique-se de que é o mesmo.
• Por exemplo, depois de equilibrar a equação Cr + NiCl 2 --> CrCl 3 + Ni, obtemos 2Cr + 3NiCl 2 --> 2CrCl 3 + 3Ni.

Determine o estado de cada substância que participa da reação. Muitas vezes isso pode ser julgado pela condição do problema. Existem certas regras que ajudam a determinar em que estado um elemento ou conexão está.

Determine quais compostos se dissociam (separam em cátions e ânions) em solução. Quando dissociado, o composto se decompõe em componentes positivos (cátions) e negativos (ânions). Esses componentes entrarão então na equação iônica da reação química.

Calcule a carga de cada íon dissociado. Ao fazer isso, lembre-se de que os metais formam cátions carregados positivamente e os átomos não metálicos se transformam em ânions negativos. Determine as cargas dos elementos de acordo com a tabela periódica. Também é necessário equilibrar todas as cargas em compostos neutros.

Reescreva a equação de modo que todos os compostos solúveis sejam separados em íons individuais. Qualquer coisa que se dissocie ou ionize (como ácidos fortes) se dividirá em dois íons separados. Nesse caso, a substância permanecerá em estado dissolvido ( rr). Verifique se a equação está balanceada.

• Sólidos, líquidos, gases, ácidos fracos e compostos iônicos com baixa solubilidade não mudam de estado e não se separam em íons. Deixe-os como estão.
• Os compostos moleculares simplesmente se dissiparão em solução e seu estado mudará para dissolvido ( rr). Existem três compostos moleculares que não ir para o estado ( rr), este é CH 4( G), C3H8( G) e C 8 H 18( Nós vamos) .
• Para a reação em consideração, a equação iônica completa pode ser escrita na seguinte forma: 2Cr ( televisão) + 3Ni 2+ ( rr) + 6Cl-( rr) --> 2Cr 3+ ( rr) + 6Cl-( rr) + 3Ni ( televisão). Se o cloro não faz parte do composto, ele se decompõe em átomos individuais, então multiplicamos o número de íons Cl por 6 em ambos os lados da equação.

Cancele os mesmos íons no lado esquerdo e direito da equação. Você pode riscar apenas os íons que são completamente idênticos em ambos os lados da equação (têm as mesmas cargas, subscritos e assim por diante). Reescreva a equação sem esses íons.

• Em nosso exemplo, ambos os lados da equação contêm 6 íons Cl -, que podem ser riscados. Assim, obtemos uma equação iônica curta: 2Cr ( televisão) + 3Ni 2+ ( rr) --> 2Cr 3+ ( rr) + 3Ni ( televisão) .
• Confira o resultado. As cargas totais dos lados esquerdo e direito da equação iônica devem ser iguais.

Como os eletrólitos em solução estão na forma de íons, as reações entre soluções de sais, bases e ácidos são reações entre íons, ou seja, reações iônicas. Alguns dos íons, participando da reação, levam à formação de novas substâncias (substâncias levemente dissociadas, precipitação, gases, água), enquanto outros íons, estando presentes na solução, não fornecem novas substâncias, mas permanecem na solução . Para mostrar a interação de quais íons leva à formação de novas substâncias, são compostas equações iônicas moleculares, completas e breves.

NO equações moleculares Todas as substâncias são representadas como moléculas. Equações iônicas completas mostre toda a lista de íons presentes em solução durante uma determinada reação. Breves equações iônicas são compostos apenas por esses íons, cuja interação entre os quais leva à formação de novas substâncias (substâncias ligeiramente dissociadas, precipitação, gases, água).

Ao compilar reações iônicas, deve-se lembrar que as substâncias são levemente dissociadas (eletrólitos fracos), levemente - e pouco solúveis (precipitando - “ H”, “M”, ver apêndice, tabela 4) e gasosos são escritos na forma de moléculas. Eletrólitos fortes, quase completamente dissociados, estão na forma de íons. O sinal “↓” após a fórmula de uma substância indica que essa substância é removida da esfera de reação na forma de um precipitado e o sinal “”, indica a remoção de uma substância na forma de gás.

O procedimento para compilar equações iônicas de equações moleculares conhecidas considere o exemplo da reação entre soluções de Na 2 CO 3 e HCl.

1. A equação da reação é escrita na forma molecular:

Na 2 CO 3 + 2HCl → 2NaCl + H 2 CO 3

2. A equação é reescrita na forma iônica, enquanto as substâncias bem dissociadas são escritas na forma de íons, e as substâncias mal dissociadas (incluindo água), gases ou substâncias dificilmente solúveis são escritas na forma de moléculas. O coeficiente antes da fórmula de uma substância na equação molecular se aplica igualmente a cada um dos íons que compõem a substância e, portanto, é retirado na equação iônica antes do íon:

2 Na + + CO 3 2- + 2H + + 2Cl -<=>2Na + + 2Cl - + CO 2 + H 2 O

3. De ambas as partes da igualdade, os íons que ocorrem nas partes esquerda e direita são excluídos (reduzidos) (sublinhados pelos traços correspondentes):

2 Na++ CO 3 2- + 2H + + 2Cl-<=> 2Na+ + 2Cl-+ CO 2 + H 2 O

4. A equação iônica é escrita em sua forma final (equação iônica curta):

2H + + CO 3 2-<=>CO 2 + H 2 O

Se no curso da reação e / ou ligeiramente dissociado, e / ou dificilmente solúvel, e / ou substâncias gasosas e / ou água são formadas, e tais compostos estão ausentes nas substâncias de partida, então a reação será praticamente irreversível ( →), e para isso é possível compor uma equação iônica molecular, completa e curta. Se tais substâncias existirem tanto nos reagentes quanto nos produtos, então a reação será reversível (<=>):

equação molecular: CaCO3 + 2HCl<=>CaCl 2 + H 2 O + CO 2

Equação iônica completa: CaCO3 + 2H + + 2Cl -<=>Ca 2+ + 2Cl - + H 2 O + CO 2

Em soluções eletrolíticas, ocorrem reações entre íons hidratados, razão pela qual são chamadas de reações iônicas. Em sua direção, a natureza e a força da ligação química nos produtos da reação são de grande importância. Normalmente, a troca em soluções eletrolíticas leva à formação de um composto com uma ligação química mais forte. Assim, durante a interação de soluções de sais de cloreto de bário BaCl 2 e sulfato de potássio K 2 SO 4, quatro tipos de íons hidratados Ba 2 + (H 2 O) n, Cl - (H 2 O) m, K + (H 2 O) estará na mistura p, SO 2 -4 (H 2 O) q, entre os quais ocorrerá uma reação de acordo com a equação:

BaCl 2 + K 2 SO 4 \u003d BaSO 4 + 2 KCl

O sulfato de bário irá precipitar na forma de um precipitado, em cujos cristais a ligação química entre os íons Ba 2+ e SO 2-4 é mais forte do que a ligação com as moléculas de água que os hidratam. A ligação entre os íons K+ e Cl - excede apenas ligeiramente a soma de suas energias de hidratação, de modo que a colisão desses íons não levará à formação de um precipitado.

Portanto, pode-se tirar a seguinte conclusão. As reações de troca ocorrem quando tais íons interagem, a energia de ligação entre os quais no produto da reação é muito maior do que a soma de suas energias de hidratação.

As reações de troca iônica são descritas por equações iônicas. Compostos pouco solúveis, voláteis e ligeiramente dissociados são escritos na forma molecular. Se durante a interação de soluções eletrolíticas nenhum dos tipos de compostos indicados for formado, isso significa que praticamente não ocorrem reações.

Formação de compostos pouco solúveis

Por exemplo, a interação entre carbonato de sódio e cloreto de bário na forma de uma equação molecular é escrita como:

Na 2 CO 3 + BaCl 2 \u003d BaCO 3 + 2NaCl ou na forma:

2Na + + CO 2- 3 + Ba 2+ + 2Cl - \u003d BaCO 3 + 2Na + + 2Cl -

Apenas os íons Ba 2+ e CO -2 reagiram, o estado dos íons restantes não mudou, então a equação iônica curta terá a forma:

CO 2- 3 + Ba 2+ \u003d BaCO 3

Formação de substâncias voláteis

A equação molecular para a interação de carbonato de cálcio e ácido clorídrico é escrita como segue:

CaCO 3 + 2HCl \u003d CaCl 2 + H 2 O + CO 2

Um dos produtos da reação - dióxido de carbono CO 2 - foi liberado da esfera de reação na forma de um gás. A equação iônica expandida tem a forma:

CaCO 3 + 2H + + 2Cl - \u003d Ca 2+ + 2Cl - + H 2 O + CO 2

O resultado da reação é descrito pela seguinte equação iônica curta:

CaCO 3 + 2H + \u003d Ca 2+ + H 2 O + CO 2

Formação de um composto ligeiramente dissociado

Um exemplo de tal reação é qualquer reação de neutralização, resultando na formação de água - um composto ligeiramente dissociado:

NaOH + HCl \u003d NaCl + H 2 O

Na + + OH- + H + + Cl - \u003d Na + + Cl - + H 2 O

OH- + H + \u003d H 2 O

Da breve equação iônica segue-se que o processo foi expresso na interação de íons H+ e OH-.

Todos os três tipos de reações vão irreversivelmente, até o fim.

Se soluções de, por exemplo, cloreto de sódio e nitrato de cálcio são drenadas, então, como mostra a equação iônica, nenhuma reação ocorrerá, pois nem um precipitado, nem um gás, nem um composto de baixa dissociação são formados:

De acordo com a tabela de solubilidade, estabelecemos que AgNO 3, KCl, KNO 3 são compostos solúveis, AgCl é uma substância insolúvel.

Compomos a equação iônica da reação, levando em consideração a solubilidade dos compostos:

Uma breve equação iônica revela a essência da transformação química em curso. Pode-se ver que apenas os íons Ag+ e Сl - realmente participaram da reação. Os demais íons permaneceram inalterados.

Exemplo 2. Faça uma equação de reação molecular e iônica entre: a) cloreto de ferro (III) e hidróxido de potássio; b) sulfato de potássio e iodeto de zinco.

a) Compomos a equação molecular para a reação entre FeCl 3 e KOH:

De acordo com a tabela de solubilidade, estabelecemos que dos compostos obtidos, apenas o hidróxido de ferro Fe (OH) 3 é insolúvel. Nós compomos a equação da reação iônica:

A equação iônica mostra que os coeficientes 3 na equação molecular se aplicam igualmente aos íons. Esta é a regra geral para escrever equações iônicas. Vamos descrever a equação da reação em uma forma iônica curta:

Esta equação mostra que apenas os íons Fe3+ e OH- participaram da reação.

b) Vamos fazer uma equação molecular para a segunda reação:

K 2 SO 4 + ZnI 2 \u003d 2KI + ZnSO 4

Da tabela de solubilidade segue-se que os compostos iniciais e obtidos são solúveis, portanto a reação é reversível, não chega ao fim. De fato, nem um precipitado, nem um composto gasoso, nem um composto ligeiramente dissociado é formado aqui. Vamos compor a equação completa da reação iônica:

2K + + SO 2- 4 + Zn 2+ + 2I - + 2K + + 2I - + Zn 2+ + SO 2- 4

Exemplo 3. De acordo com a equação iônica: Cu 2+ +S 2- -= CuS, elabore uma equação molecular para a reação.

A equação iônica mostra que no lado esquerdo da equação deve haver moléculas de compostos contendo íons Cu 2+ e S 2-. Estas substâncias devem ser solúveis em água.

De acordo com a tabela de solubilidade, selecionamos dois compostos solúveis, que incluem o cátion Cu 2+ e o ânion S 2-. Vamos fazer uma equação de reação molecular entre esses compostos:

CuSO 4 + Na 2 S CuS + Na 2 SO 4

Quando dissolvidas em água, nem todas as substâncias têm a capacidade de conduzir eletricidade. Esses compostos, água soluções que são capazes de conduzir corrente elétrica são chamados de eletrólitos. Os eletrólitos conduzem a corrente devido à chamada condutividade iônica, que muitos compostos com estrutura iônica (sais, ácidos, bases) possuem. Existem substâncias que possuem ligações fortemente polares, mas em solução sofrem ionização incompleta (por exemplo, cloreto de mercúrio II) - são eletrólitos fracos. Muitos compostos orgânicos (carboidratos, álcoois) dissolvidos em água não se decompõem em íons, mas retêm sua estrutura molecular. Essas substâncias não conduzem eletricidade e são chamadas de não eletrólitos.

Aqui estão algumas regularidades, guiadas pelas quais é possível determinar se um ou outro composto pertence a eletrólitos fortes ou fracos:

1. ácidos . Entre os ácidos fortes mais comuns estão HCl, HBr, HI, HNO 3 , H 2 SO 4 , HClO 4 . Quase todos os outros ácidos são eletrólitos fracos.
2. Fundações. As bases fortes mais comuns são hidróxidos de metais alcalinos e alcalino-terrosos (excluindo Be). Eletrólito fraco - NH 3.
3. Sal. Os sais mais comuns - compostos iônicos - são eletrólitos fortes. As exceções são principalmente sais de metais pesados.

Teoria da dissociação eletrolítica

Eletrólitos, fortes e fracos, e mesmo muito diluídos, não obedecem lei de Raoult e . Tendo a capacidade de conduzir eletricidade, a pressão de vapor do solvente e o ponto de fusão das soluções eletrolíticas serão menores e o ponto de ebulição será maior em comparação com os mesmos valores de um solvente puro. Em 1887, S. Arrhenius, estudando esses desvios, chegou à criação de uma teoria da dissociação eletrolítica.

Dissociação eletrolítica assume que as moléculas do eletrólito em solução se decompõem em íons carregados positivamente e negativamente, que são chamados de cátions e ânions, respectivamente.

A teoria propõe os seguintes postulados:

1. Em soluções, os eletrólitos se decompõem em íons, ou seja, dissociar. Quanto mais diluída a solução eletrolítica, maior o seu grau de dissociação.
2. A dissociação é um fenômeno reversível e de equilíbrio.
3. Moléculas de solventes interagem infinitamente fracamente (ou seja, as soluções estão próximas do ideal).

Diferentes eletrólitos têm diferentes graus de dissociação, o que depende não apenas da natureza do eletrólito em si, mas também da natureza do solvente, bem como da concentração e temperatura do eletrólito.

Grau de dissociação α , mostra quantas moléculas n decaiu em íons, em comparação com o número total de moléculas dissolvidas N:

α = n/N

Na ausência de dissociação, α = 0, com dissociação completa do eletrólito, α = 1.

Do ponto de vista do grau de dissociação, de acordo com a força, os eletrólitos são divididos em forte (α> 0,7), força média (0,3> α> 0,7), fraco (α< 0,3).

Mais precisamente, o processo de dissociação eletrolítica caracteriza constante de dissociação, independente da concentração da solução. Se apresentarmos o processo de dissociação eletrolítica de forma geral:

A a B b ↔ aA — + bB +

K = ab/

Por eletrólitos fracos a concentração de cada íon é igual ao produto de α pela concentração total do eletrólito C, então a expressão para a constante de dissociação pode ser convertida:

K = α2C/(1-α)

Por soluções diluídas(1-α) = 1, então

K = α2C

A partir daqui é fácil encontrar grau de dissociação

Equações iônico-moleculares

Considere um exemplo da neutralização de um ácido forte por uma base forte, por exemplo:

HCl + NaOH = NaCl + HOH

O processo é apresentado na forma equação molecular. Sabe-se que tanto os materiais de partida quanto os produtos da reação são completamente ionizados em solução. Portanto, representamos o processo na forma equação iônica completa:

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

Após a "redução" de íons idênticos nas partes esquerda e direita da equação, obtemos equação iônica reduzida:

H + + OH - = HOH

Vemos que o processo de neutralização se resume à combinação de H + e OH - e a formação de água.

Ao compilar equações iônicas, deve-se lembrar que apenas eletrólitos fortes são escritos na forma iônica. Eletrólitos fracos, sólidos e gases são escritos em sua forma molecular.

O processo de precipitação é reduzido à interação apenas de Ag + e I - e à formação de AgI insolúvel em água.

Para descobrir se a substância de nosso interesse é capaz de solubilidade em água, é necessário usar a tabela de insolubilidade.

Consideremos o terceiro tipo de reações, como resultado da formação de um composto volátil. São reações de interação de carbonatos, sulfitos ou sulfetos com ácidos. Por exemplo,

Ao misturar algumas soluções de compostos iônicos, a interação entre eles pode não ocorrer, por exemplo

Então, para resumir, notamos que transformações químicas ocorrer quando uma das seguintes condições for atendida:

• Formação não eletrolítica. A água pode agir como um não eletrólito.
• Formação de sedimentos.
• Liberação de gás.
• A formação de um eletrólito fraco, como o ácido acético.
• Transferência de um ou mais elétrons. Isso é realizado em reações redox.
• A formação ou ruptura de um ou mais

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