Potpuna molekularna jednadžba reakcije. Pravila za sastavljanje jednadžbi ionsko-molekularnih reakcija

Odjeljci stranice

Izbor urednika:

Oglašavanje

Dom - Savjeti za dizajnere

Jaka Slaba Jaka Slaba može se formirati

1. LiOH NH 4 OH ili 1. H 2 SO 4 sve ostalo- 1. Jaka baza i

2. NaOH NH 3 · H 2 O 2. HNO 3 sa slabom kiselinom.

3. KOH sve ostalo - 3. HCl 2. Slaba baza i

4. RbOH 4. HBr s jakom kiselinom.

5. CsOH 5. HI 3. Slaba baza i

6. FrOH 6. HClO 4 sa slabom kiselinom.

7. Ca (OH) 2 4. Jaka baza i

8. Sr (OH) 2 s jakom kiselinom.

9. Wa (OH) 2

SASTAV IONSKO-MOLEKULARNIH JEDNADŽBI HIDROLIZE.

RJEŠENJE TIPIČNIH PROBLEMA NA TEMU: "HIDROLIZA SOLI"

Problem broj 1.

Sastavite ionsko-molekularne jednadžbe za hidrolizu Na 2 CO 3 soli.

Primjer algoritma

1. Napravite jednadžbu disocijacije

citati soli u ione. Na 2 CO 3 → 2Na + + CO 3 2- Na + → NaOH - jak

2. Analizirajte koji je CO 3 2- → H 2 CO 3 slab

Osnova i što kiselo

da nastaje sol. proizvod

3. Donesite zaključak, kakva hidroliza

korišteni elektrolit – proizvod

hidroliza.

4. Napišite jednadžbe hidrolize

Faza I.

A) napravi kratki ionski I. a) CO 3 2- + H + │OH ‾ HCO 3 ‾ + OH ~

jednadžba, definiranje okoline

riješenje. pH> 7, alkalna sredina

B) čine potpuni ionski b) 2Na + + CO 3 2- + HOH Na + + HCO 3 ‾ + Na + + OH ‾

jednadžba, znajući da je molekula

la - električno neutralan

stitza, pokupi za sve

protuionski ion.

C) sastaviti molekularno c) Na 2 CO 3 + HOH NaHCO 3 + NaOH

jednadžba hidrolize.

Hidroliza se odvija postupno ako slaba baza- polikiselina, a slaba kiselina - polibazična.

II faza (vidi algoritam iznad NaHCO 3 Na + + HCO 3 ‾

1, 2, 3, 4a, 4b, 4c). II. a) HCO 3 ‾ + HOH H 2 CO 3 + OH ‾

B) Na + + HCO 3 ‾ H 2 CO 3 + Na + + OH ‾

C) NaHCO 3 + HOH H 2 CO 3 + NaOH

Izlaz: soli koje nastaju jakim bazama i slabim kiselinama prolaze djelomičnu hidrolizu (anionom), medij za otopinu je lužnat (pH> 7).

Problem broj 2.

Sastavite ionsko-molekularne jednadžbe za hidrolizu ZnCl 2 soli.

ZnCl 2 → Zn 2+ + 2 Cl ‾ Zn 2+ → Zn (OH) 2 - slaba baza

Cl ‾ → HCl - jaka kiselina

I. a) Zn 2+ + H + / OH ‾ ZnOH + + H + kiseli medij, pH<7

B) Zn 2+ + 2 Cl ‾ + HOH ZnOH + + Cl ‾ + H + + Cl ‾

C) ZnCl 2 + HOH ZnOHCl + HCl

II. a) ZnOH + + HOH Zn (OH) 2 + H +

B) ZnOH + + Cl ‾ + HOH Zn (OH) 2 + H + + Cl ‾

C) ZnOHCl + HOH Zn (OH) 2 + HCl

Izlaz: soli koje nastaju slabim bazama i jakim kiselinama prolaze djelomičnu hidrolizu (kationom), otopina je kisela.

Problem broj 3.

Sastavite ionsko-molekularne jednadžbe za hidrolizu soli Al 2 S 3.

Al 2 S 3 → 2 Al 3+ + 3 S 2- Al 3+ → Al (OH) 3 - slaba baza

S 2- → H 2 S - slaba kiselina

a), b) 2 Al 3+ + 3 S 2- + 6 HOH → 2 Al (OH) 3 ↓ + 3 H 2 S

c) Al 2 S 3 + 6 H 2 O → 2 Al (OH) 3 + 3 H 2S S

Izlaz: soli koje nastaju slabim bazama i slabim kiselinama prolaze potpunu (nepovratnu) hidrolizu, otopina medija je blizu neutralnog.

Kada su otopljene u vodi, nemaju sve tvari sposobnost provođenja električne struje. Ti spojevi, voda rješenja koji su sposobni provoditi električnu struju nazivaju se elektroliti... Elektroliti provode struju zbog takozvane ionske vodljivosti koju posjeduju mnogi spojevi ionske strukture (soli, kiseline, baze). Postoje tvari koje imaju jake polarne veze, ali u otopini prolaze nepotpunu ionizaciju (na primjer, živin klorid II) - to su slabi elektroliti. Mnogi organski spojevi (ugljikohidrati, alkoholi) otopljeni u vodi ne razlažu se na ione, ali zadržavaju svoju molekularnu strukturu. Takve tvari ne provode električnu struju i nazivaju se neelektroliti.

Evo nekoliko obrazaca, vođeni kojima je moguće odrediti pripada li ovaj ili onaj spoj jakim ili slabim elektrolitima:

Kiselina ... Najčešće jake kiseline su HCl, HBr, HI, HNO 3, H 2 SO 4, HClO 4. Gotovo sve ostale kiseline su slabi elektroliti.
Temelji. Najčešće jake baze su hidroksidi alkalijskih i zemnoalkalijskih metala (osim Be). Slab elektrolit - NH 3.
Sol. Najčešće soli su ionski spojevi, elektroliti su jaki. Iznimka su uglavnom soli teških metala.

Teorija elektrolitičke disocijacije

Elektroliti, jaki i slabi, pa čak i jako razrijeđeni, ne slušaju Raoultov zakon i . Imajući sposobnost električne vodljivosti, vrijednosti tlaka pare otapala i točke taljenja otopina elektrolita bit će niže, a točke vrelišta će biti veće u usporedbi s analognim vrijednostima čistog otapala. Godine 1887. S. Arrhenius, proučavajući ta odstupanja, došao je do stvaranja teorije elektrolitičke disocijacije.

Elektrolitička disocijacija pretpostavlja da se molekule elektrolita u otopini raspadaju na pozitivno i negativno nabijene ione, koji se nazivaju kationi, odnosno anioni.

Teorija postavlja sljedeće postulate:

U otopinama se elektroliti raspadaju na ione, t.j. razdvojiti se. Što je otopina elektrolita razrijeđena, to je njezin stupanj disocijacije veći.
Disocijacija je reverzibilna i ravnotežna pojava.
Molekule otapala međusobno djeluju beskonačno slabo (tj. otopine su blizu idealnih).

Različiti elektroliti imaju različite stupnjeve disocijacije, što ne ovisi samo o prirodi samog elektrolita, već i o prirodi otapala, kao i o koncentraciji elektrolita i temperaturi.

Stupanj disocijacije α , pokazuje koliko molekula n raspao na ione, u usporedbi s ukupnim brojem otopljenih molekula N:

α = n/N

U nedostatku disocijacije, α = 0, uz potpunu disocijaciju elektrolita, α = 1.

Prema stupnju disocijacije, elektroliti se prema jakosti dijele na jake (α> 0,7), srednje jakosti (0,3> α> 0,7), slabe (α< 0,3).

Točnije, karakterizira proces disocijacije elektrolita konstanta disocijacije, neovisno o koncentraciji otopine. Ako proces disocijacije elektrolita predstavimo u općem obliku:

A a B b ↔ aA - + bB +

K = a b /

Za slabi elektroliti koncentracija svakog iona jednaka je umnošku α ukupne koncentracije elektrolita C, tako da se izraz za konstantu disocijacije može transformirati:

K = α 2 C / (1-α)

Za razrijeđene otopine(1-α) = 1, dakle

K = α 2 C

Odavde to nije teško pronaći stupanj disocijacije

Ionsko-molekularne jednadžbe

Razmotrimo primjer neutralizacije jake kiseline jakom bazom, na primjer:

HCl + NaOH = NaCl + HOH

Proces je predstavljen kao molekularna jednadžba... Poznato je da su i polazni materijali i produkti reakcije u otopini potpuno ionizirani. Stoga proces predstavljamo u obliku potpuna ionska jednadžba:

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

Nakon "poništavanja" identičnih iona na lijevoj i desnoj strani jednadžbe, dobivamo skraćena ionska jednadžba:

H + + OH - = HOH

Vidimo da se proces neutralizacije svodi na kombinaciju H + i OH - i stvaranje vode.

Prilikom sastavljanja ionskih jednadžbi treba imati na umu da su samo jaki elektroliti napisani u ionskom obliku. Slabi elektroliti čvrste tvari a plinovi se bilježe u svom molekularnom obliku.

Proces taloženja svodi se na interakciju samo Ag + i I - i stvaranje AgI, netopivog u vodi.

Da biste saznali može li se tvar od interesa otopiti u vodi, morate koristiti tablicu netopivosti.

Razmotrimo treću vrstu reakcije koja proizvodi hlapljiv spoj. To su reakcije interakcije karbonata, sulfita ili sulfida s kiselinama. Na primjer,

Kod miješanja nekih otopina ionskih spojeva možda neće doći do interakcije između njih, na primjer

Dakle, sumirajući, imajte na umu da kemijske transformacije primjećuju se u slučajevima kada je ispunjen jedan od sljedećih uvjeta:

Stvaranje neelektrolita... Voda se može koristiti kao neelektrolit.
Formiranje mulja.
Evolucija plina.
Slabo stvaranje elektrolita, na primjer octena kiselina.
Prijenos jednog ili više elektrona. To se ostvaruje u redoks reakcijama.
Formiranje ili puknuće jednog ili više.

Kategorije ,

Nerijetko školarci i studenti moraju sastavljati tzv. jednadžbe ionskih reakcija. Konkretno, ovoj temi posvećen je zadatak 31, predložen na Jedinstvenom državnom ispitu iz kemije. U ovom članku ćemo detaljno raspravljati o algoritmu za pisanje kratkih i potpunih ionskih jednadžbi, analizirat ćemo mnoge primjere. različite razine teškoće.

Zašto su nam potrebne ionske jednadžbe

Podsjetim da kada se mnoge tvari otapaju u vodi (i to ne samo u vodi!), dolazi do procesa disocijacije – tvari se razgrađuju na ione. Primjerice, molekule HCl u vodenom mediju disociraju na vodikove katione (H +, točnije, H 3 O +) i anione klora (Cl -). Natrijev bromid (NaBr) je u vodenoj otopini ne u obliku molekula, već u obliku hidratiziranih iona Na + i Br - (usput, ioni su prisutni i u čvrstom natrijevom bromidu).

Zapisujući "obične" (molekularne) jednadžbe, ne uzimamo u obzir da u reakciju ne ulaze molekule, već ioni. Na primjer, evo kako izgleda jednadžba za reakciju između klorovodične kiseline i natrijevog hidroksida:

HCl + NaOH = NaCl + H2O. (1)

Naravno, ovaj dijagram ne opisuje sasvim točno proces. Kao što smo već rekli, u vodenoj otopini praktički nema molekula HCl, ali postoje H + i Cl - ioni. Isti je slučaj i s NaOH. Ispravnije bi bilo napisati sljedeće:

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

To je ono što je potpuna ionska jednadžba... Umjesto "virtualnih" molekula, vidimo čestice koje su stvarno prisutne u otopini (kationi i anioni). Za sada se nećemo zadržavati na pitanju zašto smo H 2 O zapisali u molekularnom obliku. Ovo će biti objašnjeno kasnije. Kao što vidite, nema ništa komplicirano: molekule smo zamijenili ionima koji nastaju tijekom njihove disocijacije.

Međutim, čak ni potpuna ionska jednadžba nije savršena. Doista, pogledajte pobliže: i na lijevoj i na desnoj strani jednadžbe (2) nalaze se identične čestice - kationi Na + i Cl - anioni. Tijekom reakcije ti se ioni ne mijenjaju. Zašto su onda uopće potrebni? Hajdemo ih odvesti i uzeti kratka ionska jednadžba:

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

Kao što vidite, sve se svodi na interakciju H + i OH - iona s stvaranjem vode (reakcija neutralizacije).

Zapisane su sve potpune i sažete ionske jednadžbe. Ako bismo na ispitu iz kemije riješili zadatak 31, za njega bismo dobili maksimalnu ocjenu - 2 boda.

Dakle, još jednom o terminologiji:

HCl + NaOH = NaCl + H 2 O - molekularna jednadžba ("obične" jednadžbe, shematski odražavaju bit reakcije);
H + + Cl - + Na + + OH - = Na + + Cl - + H 2 O - puna ionska jednadžba (vidljive su stvarne čestice u otopini);
H + + OH - = H 2 O - kratka ionska jednadžba (uklonili smo svo "smeće" - čestice koje nisu uključene u proces).

Algoritam za pisanje ionskih jednadžbi

Sastavljamo molekularnu jednadžbu reakcije.
Sve čestice koje se disociraju u otopini do značajnog stupnja zapisane su u obliku iona; ostavljamo tvari koje nisu sklone disocijaciji "u obliku molekula".
Iz dva dijela jednadžbe uklanjamo tzv. ioni promatrača, tj. čestice koje ne sudjeluju u procesu.
Provjeravamo koeficijente i dobivamo konačan odgovor – kratku ionsku jednadžbu.

Primjer 1... Napišite potpunu i sažetu ionsku jednadžbu koja opisuje interakciju vodenih otopina barijevog klorida i natrijevog sulfata.

Riješenje... Postupit ćemo u skladu s predloženim algoritmom. Prvo sastavimo molekularnu jednadžbu. Barijev klorid i natrijev sulfat su dvije soli. Pogledajmo odjeljak referentne knjige "Svojstva anorganskih spojeva". Vidimo da soli mogu međusobno komunicirati ako se tijekom reakcije stvori talog. Provjerimo:

Vježba 2... Dopunite jednadžbe za sljedeće reakcije:

KOH + H2SO4 =
H3PO4 + Na2O =
Ba (OH) 2 + CO 2 =
NaOH + CuBr 2 =
K 2 S + Hg (NO 3) 2 =
Zn + FeCl 2 =

Vježba br. 3... Napišite molekularne jednadžbe reakcija (u vodenoj otopini) između: a) natrijevog karbonata i dušične kiseline, b) nikal (II) klorida i natrijevog hidroksida, c) fosforne kiseline i kalcijevog hidroksida, d) srebrovog nitrata i kalijevog klorida, e) fosforov oksid (V) i kalijev hidroksid.

Iskreno se nadam da nemate problema s ispunjavanjem ova tri zadatka. Ako to nije slučaj, morate se vratiti na temu " Kemijska svojstva glavne klase anorganskih spojeva".

Kako pretvoriti molekularnu jednadžbu u potpunu ionsku jednadžbu

Zabava počinje. Moramo razumjeti koje tvari treba zabilježiti kao ione, a koje ostaviti u "molekularnom obliku". Morat ćemo zapamtiti sljedeće.

U obliku iona zapišite:

topive soli (naglašavam, samo su soli lako topljive u vodi);
lužine (podsjetim da su lužine baze topive u vodi, ali ne i NH 4 OH);
jake kiseline (H 2 SO 4, HNO 3, HCl, HBr, HI, HClO 4, HClO 3, H 2 SeO 4, ...).

Kao što vidite, ovaj popis nije teško zapamtiti: uključuje jake kiseline i baze i sve topljive soli. Usput, posebno budnim mladim kemičarima koji bi mogli biti ogorčeni činjenicom da jaki elektroliti (netopive soli) nisu uključeni u ovaj popis, mogu reći sljedeće: NEUključivanje netopivih soli u ovaj popis uopće ne poriče da jaki su elektroliti.

Sve ostale tvari moraju biti prisutne u ionskim jednadžbama u obliku molekula. Oni zahtjevni čitatelji koji se ne zadovoljavaju nejasnim pojmom "sve druge tvari" i koji po uzoru na junaka poznatog filma zahtijevaju da "najave cijeli popis„Dajem sljedeće podatke.

U obliku molekula zapišite:

sve netopive soli;
sve slabe baze (uključujući netopive hidrokside, NH 4 OH i slične tvari);
sve slabe kiseline (H 2 CO 3, HNO 2, H 2 S, H 2 SiO 3, HCN, HClO, gotovo sve organske kiseline ...);
općenito, svi slabi elektroliti (uključujući vodu !!!);
oksidi (sve vrste);
svi plinoviti spojevi (posebno H2, CO2, SO2, H2S, CO);
jednostavne tvari (metali i nemetali);
gotovo sve organski spojevi(iznimka su soli organskih kiselina topive u vodi).

Fuj, izgleda da nisam ništa zaboravio! Iako je lakše, po mom mišljenju, ipak je zapamtiti listu br. 1. Od temeljno važnih na listi br. 2, još jednom ću istaknuti vodu.

Idemo trenirati!

Primjer 2... Napišite potpunu ionsku jednadžbu koja opisuje interakciju bakrovog (II) hidroksida i klorovodične kiseline.

Riješenje... Počnimo, naravno, s molekularnom jednadžbom. Bakar (II) hidroksid je netopiva baza. Sve netopive baze reagiraju s jakim kiselinama i tvore sol i vodu:

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

A sada saznajemo koje tvari napisati u obliku iona, a koje - u obliku molekula. Gore navedeni popisi će nam pomoći. Bakar (II) hidroksid je netopiva baza (vidi tablicu topljivosti), slab elektrolit. Netopljive baze se bilježe u molekularnom obliku. HCl je jaka kiselina; u otopini se gotovo potpuno disocira na ione. CuCl 2 je topljiva sol. Pišemo u ionskom obliku. Voda – samo u obliku molekula! Dobivamo kompletnu ionsku jednadžbu:

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

Primjer 3... Napišite potpunu ionsku jednadžbu za reakciju ugljičnog dioksida s vodenom otopinom NaOH.

Riješenje... Ugljični dioksid je tipičan kiseli oksid, NaOH je lužina. Kada kiseli oksidi reagiraju s vodenim otopinama lužina, nastaju sol i voda. Sastavljamo molekularnu jednadžbu reakcije (usput, ne zaboravite na koeficijente):

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

CO 2 - oksid, plinoviti spoj; zadržavamo molekularni oblik. NaOH - jaka baza (lužina); zapisujemo u obliku iona. Na 2 CO 3 - topljiva sol; zapisujemo u obliku iona. Voda je slab elektrolit, praktički se ne disocira; ostaviti u molekularnom obliku. Dobivamo sljedeće:

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

Primjer 4... Natrijev sulfid u vodenoj otopini reagira s cink kloridom da nastane talog. Napišite potpunu ionsku jednadžbu za ovu reakciju.

Riješenje... Natrijev sulfid i cink klorid su soli. Kada te soli međusobno djeluju, taloži se cink sulfid:

Na 2 S + ZnCl 2 = ZnS ↓ + 2NaCl.

Odmah ću zapisati kompletnu ionsku jednadžbu, a vi ćete je sami analizirati:

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

Nudim vam nekoliko zadataka za samostalan rad i mali test.

Vježba 4... Napišite molekularne i potpune ionske jednadžbe za sljedeće reakcije:

NaOH + HNO3 =
H2S04 + MgO =
Ca (NO 3) 2 + Na 3 PO 4 =
CoBr 2 + Ca (OH) 2 =

Vježba br. 5... Napišite potpune ionske jednadžbe koje opisuju interakciju: a) dušikovog oksida (V) s vodenom otopinom barijevog hidroksida, b) otopine cezijevog hidroksida s jodovodičnom kiselinom, c) vodenih otopina bakrenog sulfata i kalijevog sulfida, d) kalcija hidroksida i vodene otopine željezovog nitrata (III).

Upute

Razmotrimo primjer stvaranja slabo topljivog spoja.

Na2SO4 + BaCl2 = BaSO4 + 2NaCl

Ili varijanta u ionskom obliku:

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

Prilikom rješavanja ionskih jednadžbi potrebno je poštivati sljedeća pravila:

Identični ioni su isključeni iz oba njegova dijela;

Treba imati na umu da je iznos električni naboji na lijevoj strani jednadžbe treba biti jednak zbroju električnih naboja s desne strane jednadžbe.

Napišite ionske jednadžbe interakcije između vodenih otopina sljedećih tvari: a) HCl i NaOH; b) AgNO3 i NaCl; c) K2CO3 i H2SO4; d) CH3COOH i NaOH.

Riješenje. Zapišite jednadžbe međudjelovanja ovih tvari u molekularnom obliku:

a) HCl + NaOH = NaCl + H2O

b) AgNO3 + NaCl = AgCl + NaNO3

c) K2CO3 + H2SO4 = K2SO4 + CO2 + H2O

d) CH3COOH + NaOH = CH3COONa + H2O

Imajte na umu da je interakcija ovih tvari moguća, jer kao rezultat toga dolazi do vezanja iona s stvaranjem ili slabih (N2O), ili teško topljivih tvari (AgCl), ili plina (SO2).

Eliminirajući iste ione s lijeve i desne strane jednakosti (u slučaju opcije a) - ioni i, u slučaju b) - natrijevi ioni i ioni, u slučaju c) - kalijevi ioni i sulfatni ioni), d) - natrijevi ioni, riješite ove ionske jednadžbe:

a) H + + OH- = H2O

b) Ag + + Cl- = AgCl

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

d) CH3COOH + OH- = CH3COO- + H2O

Nerijetko u neovisnim i kontrolni radovi postoje zadaci koji uključuju rješavanje jednadžbi reakcija. Međutim, bez nekog znanja, vještina i sposobnosti, čak i najjednostavnije kemikalije jednadžbe nemojte pisati.

Upute

Prije svega, trebate proučiti osnovne organske i anorganske spojeve. U ekstremnim slučajevima, možete imati prikladnu cheat sheet ispred sebe koja vam može pomoći tijekom zadatka. Nakon treninga i dalje će biti pohranjeni u memoriji potrebno znanje i vještine.

Osnova je materijal koji pokriva, kao i načini dobivanja svakog spoja. Obično se predstavljaju kao opće sheme, na primjer: 1. + baza = sol + voda
2.kiseli oksid + baza = sol + voda
3.bazni oksid + kiselina = sol + voda
4.metal + (razbijena) kiselina = sol + vodik
5.topljiva sol + topljiva sol = netopiva sol + topiva sol
6.topljiva sol + = netopiva baza + topiva sol
Imajući pred očima tablicu topljivosti soli, i, kao i sheme varalica, možete ih koristiti za rješavanje jednadžbe reakcije. Važno je samo imati kompletan popis takve sheme, kao i informacije o formulama i nazivima raznih klasa organskih i anorganskih spojeva.

Nakon što sama jednadžba uspije, potrebno je provjeriti ispravnost pisanja kemijskih formula. Kiseline, soli i baze mogu se jednostavno provjeriti pomoću tablice topljivosti koja pokazuje naboje iona kiselih ostataka i metala. Važno je zapamtiti da svaki mora biti općenito električno neutralan, odnosno količina pozitivnih naboja mora odgovarati broju negativnih. U ovom slučaju uzimaju se u obzir indeksi koji se množe s odgovarajućim naknadama.

Ako je i ova faza prošla i postoji povjerenje u ispravnost pravopisa jednadžbe kemijski reakcije, tada možete sigurno postaviti koeficijente. Kemijska jednadžba je uvjetni zapis reakcije korištenjem kemijskih simbola, indeksa i koeficijenata. U ovoj fazi zadatka nužno je pridržavati se pravila: Koeficijent se stavlja prije kemijska formula a odnosi se na sve elemente koji čine tvar.
Indeks se postavlja iza kemijski element malo ispod, a odnosi se samo na kemijski element koji stoji lijevo od njega.
Ako je skupina (na primjer, kiselinski ostatak ili hidroksilna skupina) u zagradama, onda morate razumjeti da se dva susjedna indeksa (prije i poslije zagrade) množe.
Prilikom brojanja atoma kemijskog elementa, koeficijent se množi (ne zbraja!) s indeksom.

Zatim se izračunava količina svakog kemijskog elementa tako da se ukupan broj elemenata koji čine početne tvari podudara s brojem atoma koji čine spojeve rezultirajućih proizvoda reakcije... Analizirajući i primjenjujući navedena pravila, možete naučiti rješavati jednadžbe reakcije koje su dio lanaca tvari.

SO 4 2- + Ba 2+ → BaSO 4 ↓

Algoritam:

Odabiremo protuion za svaki ion, koristeći tablicu topljivosti, kako bismo dobili neutralnu molekulu - jak elektrolit.

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

Ionske kompletne jednadžbe:

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

Izlaz: mnoge molekularne jednadžbe mogu se konstruirati na jednu kratku jednadžbu.

TEMA 9. HIDROLIZA SOLI

Hidroliza soli - reakcija ionske izmjene soli s vodom, vodeći

iz grčkog. "Hydro" do stvaranja slabog elektrolita (ili

Voda, "liza" - slaba baza, ili slaba kiselina) i promjena

raspadanje medija otopine.

Bilo koja sol se može predstaviti kao produkt interakcije baze s

kiselina.

Čitati:

Reforma reda u Rusiji Gerilsko ratovanje: povijesni značaj Rođendan sovjetske garde O povijesnoj situaciji prije bitke kod Borodina Tajni ured Šiškovskog