Pri zostavovaní iónových rovníc by sme sa mali riadiť skutočnosťou, že vzorce nízkodisociujúcich, nerozpustných a plynných látok sú napísané v molekulárnej forme. Ak sa látka vyzráža, potom, ako už viete, sa vedľa jej vzorca umiestni šípka smerujúca nadol (↓) a ak sa počas reakcie uvoľní plynná látka, potom sa vedľa jej vzorca umiestni šípka nahor ().

Napríklad, ak sa roztok chloridu bárnatého BaCl 2 pridá k roztoku síranu sodného Na 2 SO 4 (obr. 132), potom sa v dôsledku reakcie vytvorí biela zrazenina síranu bárnatého BaSO 4. Napíšeme rovnicu molekulovej reakcie:

Ryža. 132.
Reakcia medzi síranom sodným a chloridom bárnatým

Prepisujeme túto rovnicu, zobrazujúcu silné elektrolyty ako ióny a tie, ktoré opúšťajú reakčnú sféru, ako molekuly:

Takto sme zapísali úplnú rovnicu iónovej reakcie. Ak z oboch strán rovnice vylúčime identické ióny, t.j. ióny, ktoré sa nezúčastňujú reakcie (2Na + a 2Cl - na ľavej a pravej strane rovnice), dostaneme redukovanú rovnicu iónovej reakcie:

Táto rovnica ukazuje, že podstata reakcie sa redukuje na interakciu iónov bária Ba 2+ a síranových iónov, v dôsledku čoho sa vytvorí zrazenina BaSO 4. V tomto prípade vôbec nezáleží na tom, ktoré elektrolyty tieto ióny pred reakciou obsahovali. Podobnú interakciu možno pozorovať aj medzi K2S04 a Ba(N03)2, H2S04 a BaCl2.

Laboratórny pokus č.17
Interakcia roztokov chloridu sodného a dusičnanu strieborného

Do 1 ml roztoku chloridu sodného v skúmavke pridajte pomocou pipety niekoľko kvapiek roztoku dusičnanu strieborného. Čo pozeráš? Napíšte molekulárne a iónové rovnice reakcie. Podľa skrátenej iónovej rovnice ponúknite niekoľko možností na uskutočnenie takejto reakcie s inými elektrolytmi. Napíšte molekulové rovnice uskutočnených reakcií.

Skrátené iónové rovnice sú teda rovnice vo všeobecnom tvare, ktoré charakterizujú podstatu chemickej reakcie a ukazujú, ktoré ióny reagujú a ktorá látka v dôsledku toho vzniká.

Ryža. 133.
Reakcia medzi kyselinou dusičnou a hydroxidom sodným

Ak sa do roztoku hydroxidu sodného, ​​sfarbeného fenolftaleínom do karmínovej farby, pridá nadbytok roztoku kyseliny dusičnej (obr. 133), roztok sa stane bezfarebným, čo bude slúžiť ako signál pre chemickú reakciu:

NaOH + HN03 \u003d NaN03 + H20.

Úplná iónová rovnica pre túto reakciu je:

Na+ + OH - + H + + N03 = Na + + NO - 3 + H20.

Ale keďže ióny Na + a NO - 3 v roztoku zostávajú nezmenené, nemožno ich napísať a nakoniec je skrátená rovnica iónovej reakcie napísaná takto:

H+ + OH - \u003d H20.

Ukazuje, že interakcia silnej kyseliny a zásady sa redukuje na interakciu H + iónov a OH - iónov, v dôsledku čoho vzniká látka s nízkou disociáciou - voda.

Takáto výmenná reakcia môže prebiehať nielen medzi kyselinami a zásadami, ale aj medzi kyselinami a nerozpustnými zásadami. Ak napríklad reakciou síranu meďnatého s alkáliou získate modrú zrazeninu nerozpustného hydroxidu meďnatého (obr. 134):

a potom rozdeľte výslednú zrazeninu na tri časti a pridajte roztok kyseliny sírovej k zrazenine v prvej skúmavke, kyselinu chlorovodíkovú k zrazenine v druhej skúmavke a roztok kyseliny dusičnej k zrazenine v tretej skúmavke. , potom sa zrazenina rozpustí vo všetkých troch skúmavkách (obr. 135).

Ryža. 135.
Interakcia hydroxidu meďnatého (II) s kyselinami:
a - sírová; b - soľ; v - dusík

To bude znamenať, že vo všetkých prípadoch prebehla chemická reakcia, ktorej podstata sa odráža pomocou rovnakej iónovej rovnice.

Cu(OH)2 + 2H+ = Cu2+ + 2H20.

Aby ste si to overili, zapíšte si molekulárne, úplné a skrátené iónové rovnice vyššie uvedených reakcií.

Laboratórny pokus č.18
Získanie nerozpustného hydroxidu a jeho interakcia s kyselinami

Nalejte 1 ml roztoku chloridu železitého alebo síranu do troch skúmaviek. Do každej skúmavky nalejte 1 ml alkalického roztoku. Čo pozeráš? Potom pridajte do skúmaviek roztoky kyseliny sírovej, dusičnej a kyseliny chlorovodíkovej, kým zrazenina nezmizne. Napíšte molekulárne a iónové rovnice reakcie.

Navrhnite niekoľko možností na uskutočnenie takejto reakcie s inými elektrolytmi. Napíšte molekulové rovnice pre navrhované reakcie.

Zvážte iónové reakcie, ktoré prebiehajú s tvorbou plynu.

Nalejte 2 ml roztoku uhličitanu sodného a uhličitanu draselného do dvoch skúmaviek. Potom do prvej nalejte kyselinu chlorovodíkovú a do druhej roztok kyseliny dusičnej (obr. 136). V oboch prípadoch zaznamenáme charakteristické „varenie“ v dôsledku uvoľneného oxidu uhličitého.

Ryža. 136.
Interakcia rozpustných uhličitanov:
a - s kyselinou chlorovodíkovou; b - s kyselinou dusičnou

Napíšme molekulárne a iónové reakčné rovnice pre prvý prípad:

Reakcie vyskytujúce sa v roztokoch elektrolytov sú zapísané pomocou iónových rovníc. Tieto reakcie sa nazývajú iónomeničové reakcie, pretože elektrolyty vymieňajú svoje ióny v roztoku. Možno teda vyvodiť dva závery.

Kľúčové slová a frázy

1. Molekulové a iónové rovnice reakcií.
2. Reakcie výmeny iónov.
3. Neutralizačné reakcie.

Práca s počítačom

1. Pozrite si elektronickú prihlášku. Preštudujte si látku lekcie a dokončite navrhované úlohy.
2. Vyhľadajte na internete e-mailové adresy, ktoré môžu slúžiť ako dodatočné zdroje, ktoré odhalia obsah kľúčových slov a fráz v odseku. Ponúknite učiteľovi svoju pomoc pri príprave novej hodiny – urobte správu o kľúčových slovách a frázach v nasledujúcom odseku.

Otázky a úlohy

Vyvážte úplnú molekulovú rovnicu. Pred napísaním iónovej rovnice musí byť pôvodná molekulová rovnica vyvážená. Na to je potrebné umiestniť príslušné koeficienty pred zlúčeniny tak, aby sa počet atómov každého prvku na ľavej strane rovnal ich počtu na pravej strane rovnice.

• Napíšte počet atómov každého prvku na oboch stranách rovnice.
• Pridajte koeficienty pred prvky (okrem kyslíka a vodíka) tak, aby počet atómov každého prvku na ľavej a pravej strane rovnice bol rovnaký.
• Vyvážte atómy vodíka.
• Vyrovnajte atómy kyslíka.
• Spočítajte počet atómov každého prvku na oboch stranách rovnice a uistite sa, že je rovnaký.
• Napríklad po vyvážení rovnice Cr + NiCl 2 --> CrCl 3 + Ni dostaneme 2Cr + 3NiCl 2 --> 2CrCl 3 + 3Ni.

Určte skupenstvo každej látky, ktorá sa zúčastňuje reakcie.Často sa to dá posúdiť podľa stavu problému. Existujú určité pravidlá, ktoré pomáhajú určiť, v akom stave sa prvok alebo spojenie nachádza.

Určte, ktoré zlúčeniny disociujú (separujú sa na katióny a anióny) v roztoku. Počas disociácie sa zlúčenina rozkladá na pozitívne (katión) a negatívne (anióny) zložky. Tieto zložky potom vstúpia do iónovej rovnice chemickej reakcie.

Vypočítajte náboj každého disociovaného iónu. Pritom nezabúdajte, že kovy tvoria kladne nabité katióny a nekovové atómy sa menia na záporné anióny. Stanovte náboje prvkov podľa periodickej tabuľky. Je tiež potrebné vyrovnať všetky náboje v neutrálnych zlúčeninách.

Prepíšte rovnicu tak, aby sa všetky rozpustné zlúčeniny rozdelili na jednotlivé ióny. Všetko, čo sa disociuje alebo ionizuje (napríklad silné kyseliny), sa rozdelí na dva samostatné ióny. V tomto prípade látka zostane v rozpustenom stave ( rr). Skontrolujte, či je rovnica vyvážená.

• Pevné látky, kvapaliny, plyny, slabé kyseliny a iónové zlúčeniny s nízkou rozpustnosťou nemenia svoje skupenstvo a nerozdeľujú sa na ióny. Nechajte ich tak, ako sú.
• Molekulové zlúčeniny sa jednoducho rozptýlia v roztoku a ich stav sa zmení na rozpustený ( rr). Existujú tri molekulárne zlúčeniny, ktoré nieísť do štátu ( rr), toto je CH 4( G), C3H8( G) a C8H18( dobre) .
• Pre uvažovanú reakciu môže byť úplná iónová rovnica napísaná v nasledujúcom tvare: 2Cr ( tv) + 3Ni 2+ ( rr) + 6Cl - ( rr) --> 2Cr 3+ ( rr) + 6Cl - ( rr) + 3Ni ( tv). Ak súčasťou zlúčeniny nie je chlór, rozkladá sa na jednotlivé atómy, preto počet iónov Cl vynásobíme 6 na oboch stranách rovnice.

Zrušte rovnaké ióny na ľavej a pravej strane rovnice.Škrtnúť môžete len tie ióny, ktoré sú úplne identické na oboch stranách rovnice (majú rovnaké náboje, indexy atď.). Prepíšte rovnicu bez týchto iónov.

• V našom príklade obsahujú obe strany rovnice 6 iónov Cl -, ktoré je možné prečiarknuť. Takto získame krátku iónovú rovnicu: 2Cr ( tv) + 3Ni 2+ ( rr) --> 2Cr 3+ ( rr) + 3Ni ( tv) .
• Skontrolujte výsledok. Celkové náboje ľavej a pravej strany iónovej rovnice musia byť rovnaké.

Keďže elektrolyty v roztoku sú vo forme iónov, reakcie medzi roztokmi solí, zásad a kyselín sú reakciami medzi iónmi, t.j. iónové reakcie. Niektoré z iónov, ktoré sa zúčastňujú reakcie, vedú k tvorbe nových látok (látky s nízkou disociáciou, zrážanie, plyny, voda), zatiaľ čo iné ióny, ktoré sú prítomné v roztoku, nedávajú nové látky, ale zostávajú v roztoku. Riešenie. Aby sa ukázalo, že interakcia ktorých iónov vedie k tvorbe nových látok, sú zostavené molekulárne, úplné a krátke iónové rovnice.

AT molekulové rovnice Všetky látky sú reprezentované ako molekuly. Kompletné iónové rovnice zobraziť celý zoznam iónov prítomných v roztoku počas danej reakcie. Stručné iónové rovnice sú zložené len z tých iónov, ktorých interakcia vedie k tvorbe nových látok (mierne disociujúce látky, zrážky, plyny, voda).

Pri zostavovaní iónových reakcií treba pamätať na to, že látky sú mierne disociované (slabé elektrolyty), mierne - a málo rozpustné (precipitujúce - “ H”, “M““, pozri prílohu‚ tabuľka 4) a plynné sa píšu vo forme molekúl. Silné elektrolyty, takmer úplne disociované, sú vo forme iónov. Znak „↓“ za vzorcom látky znamená, že táto látka sa odstráni z reakčnej gule vo forme zrazeniny a znak „“, znamená odstránenie látky vo forme plynu.

Postup zostavovania iónových rovníc zo známych molekulových rovníc uvažujme o príklade reakcie medzi roztokmi Na 2 CO 3 a HCl.

1. Reakčná rovnica je napísaná v molekulárnej forme:

Na2C03 + 2HCl → 2NaCl + H2C03

2. Rovnica je prepísaná do iónovej formy, pričom dobre disociujúce látky sú zapísané vo forme iónov a nízkodisociujúce látky (vrátane vody), plyny alebo ťažko rozpustné látky sú zapísané vo forme molekúl. Koeficient pred vzorcom látky v molekulovej rovnici sa rovnako vzťahuje na každý z iónov tvoriacich látku, a preto sa v iónovej rovnici vyberá pred iónom:

2 Na + + CO3 2- + 2H + + 2Cl -<=>2Na+ + 2Cl - + C02 + H20

3. Z oboch častí rovnosti sú vylúčené (redukované) ióny vyskytujúce sa v ľavej a pravej časti (podčiarknuté príslušnými pomlčkami):

2 Na++ C032- + 2H++ 2Cl-<=> 2Na+ + 2Cl-+ CO2 + H20

4. Iónová rovnica je napísaná v jej konečnej podobe (krátka iónová rovnica):

2H++ CO3 2-<=>C02 + H20

Ak sa v priebehu reakcie vytvoria a/alebo mierne disociované a/alebo ťažko rozpustné a/alebo plynné látky a/alebo voda a takéto zlúčeniny vo východiskových látkach chýbajú, bude reakcia prakticky nevratná ( →), a pre ňu je možné zostaviť molekulárnu, úplnú a krátku iónovú rovnicu. Ak takéto látky existujú v reaktantoch aj v produktoch, potom bude reakcia reverzibilná (<=>):

molekulová rovnica: CaC03 + 2HCl<=>CaCl2 + H20 + C02

Úplná iónová rovnica: CaC03 + 2H + + 2Cl -<=>Ca2+ + 2Cl - + H20 + C02

V roztokoch elektrolytov dochádza k reakciám medzi hydratovanými iónmi, preto sa nazývajú iónové reakcie. V ich smere má veľký význam povaha a sila chemickej väzby v produktoch reakcie. Zvyčajne výmena v roztokoch elektrolytov vedie k vytvoreniu zlúčeniny so silnejšou chemickou väzbou. Takže pri interakcii roztokov solí chloridu bárnatého BaCl 2 a síranu draselného K 2 SO 4 v zmesi budú štyri typy hydratovaných iónov Ba 2 + (H 2 O) n, Cl - (H 2 O) m , K + (H 2 O) p, SO 2 -4 (H 2 O) q, medzi ktorými prebehne reakcia podľa rovnice:

BaCl2 + K2S04 \u003d BaS04 + 2 KCl

Síran bárnatý sa bude vyzrážať vo forme zrazeniny, v ktorej kryštáloch je chemická väzba medzi iónmi Ba 2+ a SO 2- 4 silnejšia ako väzba s molekulami vody, ktoré ich hydratujú. Väzba medzi iónmi K+ a Cl - len mierne prevyšuje súčet ich hydratačných energií, takže zrážka týchto iónov nevedie k vytvoreniu zrazeniny.

Preto možno vyvodiť nasledujúci záver. Výmenné reakcie prebiehajú počas interakcie takýchto iónov, ktorých väzbová energia v reakčnom produkte je oveľa väčšia ako súčet ich hydratačných energií.

Reakcie iónovej výmeny sú opísané iónovými rovnicami. Málo rozpustné, prchavé a mierne disociované zlúčeniny sú napísané v molekulárnej forme. Ak sa počas interakcie roztokov elektrolytov nevytvorí žiadny z uvedených typov zlúčenín, znamená to, že prakticky nedochádza k žiadnym reakciám.

Tvorba ťažko rozpustných zlúčenín

Napríklad interakcia medzi uhličitanom sodným a chloridom bárnatým vo forme molekulárnej rovnice je napísaná ako:

Na2CO3 + BaCl2 \u003d BaCO3 + 2NaCl alebo vo forme:

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

Reagovali iba ióny Ba 2+ a CO -2, stav zostávajúcich iónov sa nezmenil, takže krátka iónová rovnica bude mať tvar:

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

Tvorba prchavých látok

Molekulárna rovnica pre interakciu uhličitanu vápenatého a kyseliny chlorovodíkovej je napísaná takto:

CaC03 + 2HCl \u003d CaCl2 + H20 + CO2

Jeden z produktov reakcie - oxid uhličitý CO 2 - sa z reakčnej gule uvoľnil vo forme plynu. Expandovaná iónová rovnica má tvar:

CaCO 3 + 2H + + 2Cl - \u003d Ca 2+ + 2Cl - + H20 + CO2

Výsledok reakcie je opísaný nasledujúcou krátkou iónovou rovnicou:

CaCO 3 + 2H + \u003d Ca 2+ + H20 + CO2

Tvorba mierne disociovanej zlúčeniny

Príkladom takejto reakcie je akákoľvek neutralizačná reakcia, ktorej výsledkom je tvorba vody – mierne disociovanej zlúčeniny:

NaOH + HCl \u003d NaCl + H20

Na + + OH- + H + + Cl - \u003d Na + + Cl - + H20

OH- + H + \u003d H20

Zo stručnej iónovej rovnice vyplýva, že proces bol vyjadrený v interakcii H+ a OH- iónov.

Všetky tri typy reakcií idú nezvratne, až do konca.

Ak sa vypustia roztoky napríklad chloridu sodného a dusičnanu vápenatého, potom, ako ukazuje iónová rovnica, nedôjde k žiadnej reakcii, pretože sa nevytvorí ani zrazenina, ani plyn, ani zlúčenina s nízkou disociáciou:

Podľa tabuľky rozpustnosti zistíme, že AgNO 3, KCl, KNO 3 sú rozpustné zlúčeniny, AgCl je nerozpustná látka.

Zostavíme iónovú rovnicu reakcie, berúc do úvahy rozpustnosť zlúčenín:

Stručná iónová rovnica odhaľuje podstatu prebiehajúcej chemickej transformácie. Je vidieť, že v skutočnosti sa reakcie zúčastnili iba ióny Ag+ a Сl -. Zvyšok iónov zostal nezmenený.

Príklad 2. Urobte molekulárnu a iónovú reakčnú rovnicu medzi: a) chloridom železitým a hydroxidom draselným; b) síran draselný a jodid zinočnatý.

a) Zostavíme molekulovú rovnicu pre reakciu medzi FeCl 3 a KOH:

Podľa tabuľky rozpustnosti zistíme, že zo získaných zlúčenín je nerozpustný iba hydroxid železa Fe (OH) 3 . Zostavíme rovnicu iónovej reakcie:

Iónová rovnica ukazuje, že koeficienty 3 v molekulovej rovnici platia rovnako pre ióny. Toto je všeobecné pravidlo pre písanie iónových rovníc. Ukážme si reakčnú rovnicu v krátkej iónovej forme:

Táto rovnica ukazuje, že na reakcii sa zúčastnili iba Fe3+ a OH- ióny.

b) Urobme molekulárnu rovnicu pre druhú reakciu:

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

Z tabuľky rozpustnosti vyplýva, že východiskové a získané zlúčeniny sú rozpustné, preto je reakcia reverzibilná, nedosiahne koniec. V skutočnosti tu nevzniká ani zrazenina, ani plynná zlúčenina, ani mierne disociovaná zlúčenina. Zostavme úplnú rovnicu iónovej reakcie:

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

Príklad 3. Podľa iónovej rovnice: Cu 2+ +S 2- -= CuS zostavte molekulovú rovnicu reakcie.

Iónová rovnica ukazuje, že na ľavej strane rovnice by mali byť molekuly zlúčenín obsahujúcich ióny Cu 2+ a S 2-. Tieto látky musia byť rozpustné vo vode.

Podľa tabuľky rozpustnosti vyberáme dve rozpustné zlúčeniny, medzi ktoré patrí katión Cu 2+ a anión S 2-. Urobme molekulárnu rovnicu reakcie medzi týmito zlúčeninami:

CuS04 + Na2S CuS + Na2S04

Po rozpustení vo vode nie všetky látky majú schopnosť viesť elektrický prúd. Tie zlúčeniny, voda riešenia ktoré sú schopné viesť elektrický prúd sa nazývajú elektrolytov. Elektrolyty vedú prúd vďaka takzvanej iónovej vodivosti, ktorú majú mnohé zlúčeniny s iónovou štruktúrou (soli, kyseliny, zásady). Existujú látky, ktoré majú silne polárne väzby, ale v roztoku podliehajú neúplnej ionizácii (napríklad chlorid ortutnatý II) - sú to slabé elektrolyty. Mnohé organické zlúčeniny (sacharidy, alkoholy) rozpustené vo vode sa nerozkladajú na ióny, ale zachovávajú si svoju molekulárnu štruktúru. Takéto látky nevedú elektrický prúd a sú tzv neelektrolytov.

Tu sú niektoré zákonitosti, podľa ktorých je možné určiť, či jedna alebo druhá zlúčenina patrí k silným alebo slabým elektrolytom:

1. kyseliny . Medzi najčastejšie silné kyseliny patria HCl, HBr, HI, HNO 3, H 2 SO 4, HClO 4. Takmer všetky ostatné kyseliny sú slabé elektrolyty.
2. základy. Najbežnejšie silné zásady sú hydroxidy alkalických kovov a kovov alkalických zemín (okrem Be). Slabý elektrolyt - NH 3.
3. Soľ. Väčšina bežných solí - iónových zlúčenín - sú silné elektrolyty. Výnimkou sú najmä soli ťažkých kovov.

Teória elektrolytickej disociácie

Elektrolyty, silné aj slabé, a dokonca aj veľmi zriedené, neposlúchajú Raoultov zákon A . Vďaka schopnosti viesť elektrinu bude tlak pár rozpúšťadla a teplota topenia roztokov elektrolytov nižšia a teplota varu bude vyššia v porovnaní s rovnakými hodnotami čistého rozpúšťadla. V roku 1887 S. Arrhenius, študujúci tieto odchýlky, dospel k vytvoreniu teórie elektrolytickej disociácie.

Elektrolytická disociácia predpokladá, že molekuly elektrolytu v roztoku sa rozkladajú na kladne a záporne nabité ióny, ktoré sa nazývajú katióny a anióny.

Teória predkladá tieto postuláty:

1. V roztokoch sa elektrolyty rozkladajú na ióny, t.j. disociovať. Čím je roztok elektrolytu zriedenejší, tým väčší je jeho stupeň disociácie.
2. Disociácia je reverzibilný a rovnovážny jav.
3. Molekuly rozpúšťadla interagujú nekonečne slabo (t. j. roztoky sú blízko ideálu).

Rôzne elektrolyty majú rôzne stupne disociácie, čo závisí nielen od povahy samotného elektrolytu, ale aj od povahy rozpúšťadla, ako aj od koncentrácie elektrolytu a teploty.

Stupeň disociácie α , ukazuje, koľko molekúl n sa rozpadli na ióny v porovnaní s celkovým počtom rozpustených molekúl N:

α = n/N

V neprítomnosti disociácie je α = 0, s úplnou disociáciou elektrolytu α = 1.

Z hľadiska stupňa disociácie sa podľa sily elektrolyty delia na silné (α> 0,7), stredne silné (0,3> α> 0,7), slabé (α< 0,3).

Presnejšie charakterizuje proces disociácie elektrolytu disociačná konštanta nezávisle od koncentrácie roztoku. Ak proces disociácie elektrolytu predstavíme vo všeobecnej forme:

A a B b ↔ aA — + bB +

K = a b /

Pre slabé elektrolyty koncentrácia každého iónu sa rovná súčinu α celkovej koncentrácie elektrolytu C, takže výraz pre disociačnú konštantu možno previesť:

K = α2C/(1-α)

Pre zriedené roztoky(1-a) = 1, potom

K = a2C

Odtiaľ je ľahké ho nájsť stupeň disociácie

Iónovo-molekulárne rovnice

Zvážte príklad neutralizácie silnej kyseliny silnou zásadou, napríklad:

HCl + NaOH = NaCl + HOH

Proces je uvedený vo formulári molekulová rovnica. Je známe, že východiskové materiály aj reakčné produkty sú v roztoku úplne ionizované. Preto proces predstavujeme vo forme úplná iónová rovnica:

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

Po "redukcii" identických iónov v ľavej a pravej časti rovnice získame redukovaná iónová rovnica:

H+ + OH- = HOH

Vidíme, že proces neutralizácie spočíva v kombinácii H + a OH - a tvorbe vody.

Pri zostavovaní iónových rovníc treba pamätať na to, že v iónovej forme sa píšu iba silné elektrolyty. Slabé elektrolyty, pevné látky a plyny sú zapísané v ich molekulárnej forme.

Proces zrážania sa redukuje na interakciu iba Ag + a I - a tvorbu vo vode nerozpustného AgI.

Aby sme zistili, či je látka, ktorá nás zaujíma, schopná rozpustnosti vo vode, je potrebné použiť tabuľku nerozpustnosti.

Uvažujme o treťom type reakcií, v dôsledku ktorých vzniká prchavá zlúčenina. Ide o reakcie interakcie uhličitanov, siričitanov alebo sulfidov s kyselinami. Napríklad,

Pri miešaní niektorých roztokov iónových zlúčenín nemusí dôjsť k interakcii medzi nimi napr

Takže, aby sme to zhrnuli, berieme na vedomie chemické premeny nastane, keď je splnená jedna z nasledujúcich podmienok:

• Tvorba neelektrolytov. Voda môže pôsobiť ako neelektrolyt.
• Tvorba sedimentov.
• Uvoľňovanie plynu.
• tvorba slabého elektrolytu, ako je kyselina octová.
• Prenos jedného alebo viacerých elektrónov. To sa realizuje v redoxných reakciách.
• Vytvorenie alebo prasknutie jedného alebo viacerých

Kategórie ,