Très souvent, les écoliers et les étudiants doivent composer ce qu'on appelle. équations ioniques réactions. En particulier, la tâche 31, proposée à l'examen d'État unifié de chimie, est consacrée à ce sujet. Dans cet article, nous discuterons en détail de l'algorithme d'écriture d'équations ioniques courtes et complètes, nous analyserons de nombreux exemples différents niveaux complexité.

Pourquoi les équations ioniques sont-elles nécessaires ?

Permettez-moi de vous rappeler que lorsque de nombreuses substances sont dissoutes dans l'eau (et pas seulement dans l'eau !), un processus de dissociation se produit : les substances se décomposent en ions. Par exemple, les molécules de HCl dans un environnement aqueux se dissocient en cations hydrogène (H +, plus précisément H 3 O +) et en anions chlore (Cl -). Le bromure de sodium (NaBr) se trouve dans une solution aqueuse non pas sous forme de molécules, mais sous forme d'ions Na + et Br - hydratés (d'ailleurs, le bromure de sodium solide contient également des ions).

Lorsqu’on écrit des équations « ordinaires » (moléculaires), on ne tient pas compte du fait que ce ne sont pas les molécules qui réagissent, mais les ions. Voici par exemple à quoi ressemble l’équation de réaction entre l’acide chlorhydrique et l’hydroxyde de sodium :

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

Bien entendu, ce diagramme ne décrit pas entièrement correctement le processus. Comme nous l'avons déjà dit, dans une solution aqueuse, il n'y a pratiquement pas de molécules HCl, mais il y a des ions H + et Cl -. La même chose est vraie avec NaOH. Il serait plus correct d'écrire ceci :

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

C'est ça équation ionique complète. Au lieu de molécules « virtuelles », nous voyons des particules réellement présentes dans la solution (cations et anions). Nous ne nous attarderons pas sur la question de savoir pourquoi nous avons écrit H 2 O sous forme moléculaire. Ceci sera expliqué un peu plus tard. Comme vous pouvez le constater, il n'y a rien de compliqué : nous avons remplacé les molécules par des ions qui se forment lors de leur dissociation.

Cependant, même l’équation ionique complète n’est pas parfaite. En effet, regardez de plus près : les côtés gauche et droit de l'équation (2) contiennent les mêmes particules - les cations Na + et les anions Cl -. Ces ions ne changent pas au cours de la réaction. Pourquoi alors sont-ils nécessaires ? Supprimons-les et obtenons Brève équation ionique :

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

Comme vous pouvez le constater, tout se résume à l'interaction des ions H + et OH - avec la formation d'eau (réaction de neutralisation).

Toutes les équations ioniques complètes et brèves sont écrites. Si nous avions résolu le problème 31 à l'examen d'État unifié de chimie, nous aurions reçu la note maximale pour cela - 2 points.

Alors, encore une fois à propos de la terminologie :

• HCl + NaOH = NaCl + H 2 O - équation moléculaire (équation "ordinaire", reflétant schématiquement l'essence de la réaction);
• H + + Cl - + Na + + OH - = Na + + Cl - + H 2 O - équation ionique complète (les particules réelles en solution sont visibles) ;
• H + + OH - = H 2 O - une courte équation ionique (nous avons supprimé tous les "déchets" - les particules qui ne participent pas au processus).

Algorithme d'écriture d'équations ioniques

1. Créons une équation moléculaire pour la réaction.
2. Toutes les particules qui se dissocient de manière notable en solution sont écrites sous forme d'ions ; les substances qui ne sont pas sujettes à la dissociation sont laissées « sous forme de molécules ».
3. Nous supprimons ce qu'on appelle des deux parties de l'équation. les ions observateurs, c'est-à-dire les particules qui ne participent pas au processus.
4. Nous vérifions les coefficients et obtenons la réponse finale - une courte équation ionique.

Exemple 1. Écrivez des équations ioniques complètes et courtes décrivant l'interaction de solutions aqueuses de chlorure de baryum et de sulfate de sodium.

Solution. Nous agirons conformément à l'algorithme proposé. Créons d'abord une équation moléculaire. Le chlorure de baryum et le sulfate de sodium sont deux sels. Regardons la section de l'ouvrage de référence "Propriétés des composés inorganiques". On voit que les sels peuvent interagir les uns avec les autres si un précipité se forme lors de la réaction. Vérifions :

Exercice 2. Complétez les équations des réactions suivantes :

1. KOH + H2SO4 =
2. H 3 PO 4 + Na 2 O=
3. Ba(OH)2 + CO2 =
4. NaOH + CuBr2 =
5. K 2 S + Hg(NON 3) 2 =
6. Zn + FeCl2 =

Exercice 3. Écrire des équations moléculaires pour les réactions (en solution aqueuse) entre : a) le carbonate de sodium et acide nitrique, b) chlorure de nickel (II) et hydroxyde de sodium, c) acide phosphorique et hydroxyde de calcium, d) nitrate d'argent et chlorure de potassium, e) oxyde de phosphore (V) et hydroxyde de potassium.

J'espère sincèrement que vous n'aurez aucun problème à accomplir ces trois tâches. Si ce n'est pas le cas, il faut revenir au sujet" Propriétés chimiques principales classes de composés inorganiques".

Comment transformer une équation moléculaire en une équation ionique complète

Le plaisir commence. Nous devons comprendre quelles substances doivent être écrites sous forme d’ions et lesquelles doivent être laissées sous « forme moléculaire ». Vous devrez vous rappeler ce qui suit.

Sous forme d'ions, écrivez :

• les sels solubles (j'insiste, uniquement les sels hautement solubles dans l'eau) ;
• les alcalis (je vous rappelle que les alcalis sont des bases solubles dans l'eau, mais pas dans le NH 4 OH) ;
• acides forts (H 2 SO 4, HNO 3, HCl, HBr, HI, HClO 4, HClO 3, H 2 SeO 4, ...).

Comme vous pouvez le constater, se souvenir de cette liste n'est pas du tout difficile : elle comprend les acides et bases forts ainsi que tous les sels solubles. D'ailleurs, pour les jeunes chimistes particulièrement vigilants qui pourraient s'indigner du fait que les électrolytes forts (sels insolubles) ne figurent pas dans cette liste, je peux vous dire ceci : NE PAS inclure les sels insolubles dans cette liste ne nie en rien le fait que ce sont des électrolytes puissants.

Toutes les autres substances doivent être présentes dans les équations ioniques sous forme de molécules. Ces lecteurs exigeants qui ne se contentent pas du terme vague « toutes les autres substances » et qui, à l'instar du héros d'un film célèbre, exigent « de rendre public liste complète"Je donne les informations suivantes.

Sous forme de molécules, écrivez :

• tous les sels insolubles ;
• toutes les bases faibles (y compris les hydroxydes insolubles, NH 4 OH et substances similaires) ;
• tous les acides faibles (H 2 CO 3, HNO 2, H 2 S, H 2 SiO 3, HCN, HClO, presque tous les acides organiques...) ;
• en général, tous les électrolytes faibles (y compris l'eau !!!) ;
• oxydes (tous types);
• tous composés gazeux (notamment H 2, CO 2, SO 2, H 2 S, CO) ;
• substances simples (métaux et non-métaux);
• presque tout composés organiques(l'exception concerne les sels hydrosolubles d'acides organiques).

Ouf, on dirait que je n'ai rien oublié ! Même s'il est plus facile, à mon avis, de retenir la liste n°1. Parmi les choses fondamentalement importantes de la liste n°2, je mentionnerai encore une fois l'eau.

Exemple 2. Écrivez une équation ionique complète décrivant l’interaction de l’hydroxyde de cuivre (II) et de l’acide chlorhydrique.

Solution. Commençons bien sûr par l’équation moléculaire. L'hydroxyde de cuivre (II) est une base insoluble. Toutes les bases insolubles réagissent avec les acides forts pour former du sel et de l'eau :

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

Voyons maintenant quelles substances doivent être écrites sous forme d’ions et lesquelles sous forme de molécules. Les listes ci-dessus nous aideront. L'hydroxyde de cuivre(II) est une base insoluble (voir tableau de solubilité), un électrolyte faible. Les bases insolubles s'écrivent sous forme moléculaire. Le HCl est un acide fort ; en solution, il se dissocie presque complètement en ions. CuCl 2 est un sel soluble. Nous l'écrivons sous forme ionique. L'eau - uniquement sous forme de molécules ! On obtient l'équation ionique complète :

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

Exemple 3. Écrivez une équation ionique complète pour la réaction du dioxyde de carbone avec une solution aqueuse de NaOH.

Solution. Le dioxyde de carbone est un oxyde acide typique, NaOH est un alcali. Lorsque les oxydes acides interagissent avec des solutions aqueuses d’alcalis, du sel et de l’eau se forment. Créons une équation moléculaire pour la réaction (n'oubliez pas les coefficients, d'ailleurs) :

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

CO 2 - oxyde, composé gazeux ; maintenir la forme moléculaire. NaOH - base forte (alcali); Nous l'écrivons sous forme d'ions. Na 2 CO 3 - sel soluble ; nous écrivons sous forme d'ions. L'eau est un électrolyte faible et ne se dissocie pratiquement pas ; partir sous forme moléculaire. Nous obtenons ce qui suit :

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

Exemple 4. Le sulfure de sodium en solution aqueuse réagit avec le chlorure de zinc pour former un précipité. Écrivez une équation ionique complète pour cette réaction.

Solution. Le sulfure de sodium et le chlorure de zinc sont des sels. Lorsque ces sels interagissent, un précipité de sulfure de zinc précipite :

Na 2 S + ZnCl 2 = ZnS↓ + 2NaCl.

Je vais immédiatement écrire l'équation ionique complète, et vous l'analyserez vous-même :

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

Je vous propose plusieurs tâches pour travail indépendant et un petit test.

Exercice 4. Écrivez des équations moléculaires et ioniques complètes pour les réactions suivantes :

1. NaOH + HNO3 =
2. H2SO4 + MgO =
3. Ca(NO 3) 2 + Na 3 PO 4 =
4. CoBr 2 + Ca(OH) 2 =

Exercice 5. Écrivez des équations ioniques complètes décrivant l'interaction de : a) l'oxyde nitrique (V) avec une solution aqueuse d'hydroxyde de baryum, b) une solution d'hydroxyde de césium avec de l'acide iodhydrique, c) des solutions aqueuses de sulfate de cuivre et de sulfure de potassium, d) l'hydroxyde de calcium et une solution aqueuse de nitrate de fer (III).

Instructions

Prenons un exemple de formation d’un composé peu soluble.

Na2SO4 + BaCl2 = BaSO4 + 2NaCl

Ou une version ionique :

2Na+ +SO42- +Ba2++ 2Cl- = BaSO4 + 2Na+ + 2Cl-

Lors de la résolution d'équations ioniques, les règles suivantes doivent être respectées :

Les ions identiques des deux parties sont exclus ;

Il ne faut pas oublier que le montant charges électriques du côté gauche de l’équation doit être égal à la somme des charges électriques du côté droit de l’équation.

Écrivez des équations ioniques pour l'interaction entre les solutions aqueuses des substances suivantes : a) HCl et NaOH ; b) AgNO3 et NaCl ; c) K2CO3 et H2SO4 ; d) CH3COOH et NaOH.

Solution. Notez les équations d'interaction de ces substances sous forme moléculaire :

a) HCl + NaOH = NaCl + H2O

b) AgNO3 + NaCl = AgCl + NaNO3

c) K2CO3 + H2SO4 = K2SO4 + CO2 + H2O

d) CH3COOH + NaOH = CH3COONa + H2O

Notez que l'interaction de ces substances est possible, car le résultat est la liaison d'ions avec la formation soit d'une substance faible (H2O), soit peu soluble (AgCl), soit de gaz (CO2).

En excluant les ions identiques des côtés gauche et droit de l'égalité (dans le cas de l'option a) - ions et , dans le cas b) - ions sodium et -ions, dans le cas c) - ions potassium et ions sulfate), d) - les ions sodium, vous obtenez la résolution de ces équations ioniques :

a) H+ + OH- = H2O

b) Ag+ + Cl- = AgCl

c) CO32- + 2H+ = CO2 + H2O

d) CH3COOH + OH- = CH3COO- + H2O

Très souvent en indépendant et essais Certaines tâches impliquent la résolution d’équations de réaction. Cependant, sans certaines connaissances, compétences et aptitudes, même le produit chimique le plus simple équations n'écris pas.

Instructions

Tout d’abord, vous devez étudier les composés organiques et inorganiques de base. En dernier recours, vous pouvez avoir sous les yeux un aide-mémoire adapté qui pourra vous aider pendant la tâche. Après la formation, on se souviendra encore d'eux connaissances nécessaires et des compétences.

Le matériau de base est le revêtement, ainsi que les méthodes d'obtention de chaque composé. Ils sont généralement présentés sous la forme régimes généraux, par exemple : 1. + base = sel + eau
2. oxyde d'acide + base = sel + eau
3. oxyde basique + acide = sel + eau
4. métal + acide (dilué) = sel + hydrogène
5. sel soluble + sel soluble = sel insoluble + sel soluble
6. sel soluble + = base insoluble + sel soluble
Avoir sous les yeux un tableau de solubilité des sels, et, en plus des aide-mémoire, vous pouvez en décider équations réactions. Il est seulement important d'avoir liste complète ces schémas, ainsi que des informations sur les formules et les noms de diverses classes de composés organiques et inorganiques.

Une fois l’équation elle-même terminée, il est nécessaire de vérifier l’orthographe correcte des formules chimiques. Les acides, sels et bases sont facilement vérifiés à l'aide du tableau de solubilité, qui montre les charges des résidus acides et des ions métalliques. Il est important de se rappeler que tout doit être généralement électriquement neutre, c'est-à-dire la quantité charges positives doit correspondre au nombre de négatifs. Dans ce cas, il faut prendre en compte les indices, qui sont multipliés par les charges correspondantes.

Si cette étape a été franchie et que vous êtes sûr de l'exactitude de l'orthographe équations chimique réactions, vous pouvez maintenant définir les coefficients en toute sécurité. L'équation chimique est représentée par la notation conventionnelle réactions en utilisant des symboles chimiques, des indices et des coefficients. A ce stade de la tâche, vous devez respecter les règles : Le coefficient est placé avant formule chimique et fait référence à tous les éléments qui composent une substance.
L'index est placé après élément chimique légèrement en dessous, et se réfère uniquement à l'élément chimique situé à sa gauche.
Si un groupe (par exemple, un résidu acide ou un groupe hydroxyle) est entre parenthèses, alors vous devez comprendre que deux indices adjacents (avant et après la parenthèse) sont multipliés.
Lors du comptage des atomes d'un élément chimique, le coefficient est multiplié (et non ajouté !) par l'indice.

Ensuite, la quantité de chaque élément chimique est calculée de manière à ce que le nombre total d'éléments inclus dans les substances de départ coïncide avec le nombre d'atomes inclus dans les composés formés dans les produits. réactions. En analysant et en appliquant les règles ci-dessus, vous pouvez apprendre à résoudre équations réactions incluses dans les chaînes de substances.

SO 4 2- + Ba 2+ → BaSO 4 ↓

Algorithme:

Nous sélectionnons un contre-ion pour chaque ion à l'aide du tableau de solubilité pour obtenir une molécule neutre - un électrolyte fort.

1. Na 2 SO 4 + BaCl 2 → 2 NaCl + BaSO 4

2. BaI 2 + K 2 SO 4 → 2KI + BaSO 4

3. Ba(NO 33) 2 + (NH 4) 2 SO 4 → 2 NH 4 NO 3 + BaSO 4

Équations ioniques complètes :

1. 2 Na + + SO 4 2- + Ba 2- + 2 Cl‾ → 2 Na + + 2 Cl‾ + BaSO 4

2. Ba 2+ + 2 I‾ + 2 K + + SO 4 2- → 2 K + + 2 I‾ + BaSO 4

3. Ba 2+ + 2 NO 3 ‾ + 2 NH 4 + + SO 4 2- → 2 NH 4 + + 2 NO 3 ‾ + BaSO 4

Conclusion: De nombreuses équations moléculaires peuvent être écrites dans une seule équation courte.

THÈME 9. HYDROLYSE DU SEL

Hydrolyse des sels – réaction d’échange d’ions du sel avec l’eau, conduisant à

du grec « hydro » à la formation d’un électrolyte faible (ou

Eau, « lyse » - d'une base faible ou d'un acide faible) et changement-

décomposition en fonction de l'environnement de la solution.

Tout sel peut être représenté comme le produit de l'interaction d'une base avec

acide.