Instrukce
Uvažujme příklad tvorby těžko rozpustné sloučeniny.
Na2S04 + BaCl2 = BaS04 + 2NaCl
Nebo iontová verze:
2Na+ +SO42- +Ba2++ 2Cl- = BaSO4 + 2Na+ + 2Cl-
Při řešení iontových rovnic je třeba dodržovat následující pravidla:
Identické ionty z obou částí jsou vyloučeny;
Je třeba mít na paměti, že součet elektrických nábojů na levé straně rovnice se musí rovnat součtu elektrických nábojů na pravé straně rovnice.
Napište iontové rovnice pro interakci vodných roztoků následujících látek: a) HCl a NaOH; b) AgN03 a NaCl; c) K2C03 a H2S04; d) CH3COOH a NaOH.
Řešení. Zapište rovnice interakce těchto látek v molekulární formě:
a) HCl + NaOH = NaCl + H2O
b) AgNO3 + NaCl = AgCl + NaNO3
c) K2CO3 + H2SO4 = K2SO4 + CO2 + H2O
d) CH3COOH + NaOH = CH3COONa + H2O
Všimněte si, že interakce těchto látek je možná, protože výsledkem je vázání iontů za vzniku buď slabé (H2O), nebo těžko rozpustné látky (AgCl), nebo plynu (CO2).
Vyloučením identických iontů z levé a pravé strany rovnosti (v případě možnosti a) - ionty a , v případě b) - ionty sodíku a -ionty, v případě c) - draselné ionty a síranové ionty), d) - sodíkové ionty, získáte řešení těchto iontových rovnic:
a) H+ + OH- = H20
b) Ag+ + Cl- = AgCl
c) C032- + 2H+ = C02 + H20
d) CH3COOH + OH- = CH3COO- + H2O
Docela často v samostatné a testovací práci existují úkoly, které zahrnují řešení reakčních rovnic. Ovšem bez nějakých znalostí, dovedností a schopností i té nejjednodušší chemické látky rovnic nepiš.
Instrukce
Nejprve je třeba prostudovat základní organické a anorganické sloučeniny. Jako poslední možnost můžete mít před sebou vhodný cheat sheet, který vám může během úkolu pomoci. Po tréninku se vám potřebné znalosti a dovednosti stále uloží do paměti.
Základním materiálem je krycí vrstva a také způsoby získání jednotlivých sloučenin. Obvykle jsou prezentovány ve formě obecných diagramů, například: 1. + báze = sůl + voda
2. kysličník + zásada = sůl + voda
3. zásaditý oxid + kyselina = sůl + voda
4. kov + (zředěná) kyselina = sůl + vodík
5. rozpustná sůl + rozpustná sůl = nerozpustná sůl + rozpustná sůl
6. rozpustná sůl + = nerozpustná zásada + rozpustná sůl
Mít před očima tabulku rozpustnosti soli a, stejně jako cheat sheets, o nich můžete rozhodovat rovnic reakce. Je pouze důležité mít úplný seznam takových schémat a také informace o vzorcích a názvech různých tříd organických a anorganických sloučenin.
Po dokončení samotné rovnice je nutné zkontrolovat správnost pravopisu chemických vzorců. Kyseliny, soli a zásady se snadno kontrolují pomocí tabulky rozpustnosti, která ukazuje náboje kyselých zbytků a kovových iontů. Je důležité si uvědomit, že každý musí být obecně elektricky neutrální, to znamená, že počet kladných nábojů se musí shodovat s počtem záporných. V tomto případě je nutné vzít v úvahu indexy, které se násobí odpovídajícími poplatky.
Pokud tato fáze prošla a jste si jisti správností pravopisu rovnic chemikálie reakce, pak již můžete bezpečně nastavit koeficienty. Chemická rovnice je reprezentována konvenčním zápisem reakce pomocí chemických značek, indexů a koeficientů. V této fázi úkolu musíte dodržet pravidla: Koeficient se umístí před chemický vzorec a platí pro všechny prvky tvořící látku.
Index je umístěn za chemickým prvkem o něco níže a týká se pouze chemického prvku nalevo od něj.
Pokud je skupina (například zbytek kyseliny nebo hydroxylová skupina) v závorkách, musíte pochopit, že dva sousední indexy (před a za závorkou) jsou násobeny.
Při počítání atomů chemického prvku se koeficient násobí (nepřičítá!) indexem.
Dále se vypočítá množství každého chemického prvku tak, aby se celkový počet prvků obsažených ve výchozích látkách shodoval s počtem atomů obsaženým ve sloučeninách vytvořených v produktech. reakce. Analýzou a aplikací výše uvedených pravidel se můžete naučit řešit rovnic reakce zahrnuté v řetězcích látek.
11. Elektrolytická disociace. Iontové reakční rovnice
11.5. Iontové reakční rovnice
Protože se elektrolyty ve vodných roztocích rozpadají na ionty, lze tvrdit, že reakce ve vodných roztocích elektrolytů jsou reakcemi mezi ionty. Takové reakce mohou nastat se změnou oxidačního stavu atomů:
Fe 0 + 2 H + 1 Сl = Fe + 2 Сl 2 + H 0 2
a beze změny:
NaOH + HCl = NaCl + H2O
Obecně se reakce mezi ionty v roztocích nazývají iontové, a pokud se jedná o výměnné reakce, pak iontoměničové reakce. K iontoměničovým reakcím dochází pouze tehdy, když vznikají látky, které opouštějí reakční sféru ve formě: a) slabého elektrolytu (například voda, kyselina octová); b) plyn (C02, S02); c) těžko rozpustná látka (sraženina). Vzorce málo rozpustných látek se stanoví z tabulky rozpustnosti (AgCl, BaSO 4, H 2 SiO 3, Mg(OH) 2, Cu(OH) 2 atd.). Je třeba si zapamatovat vzorce plynů a slabých elektrolytů. Všimněte si, že slabé elektrolyty mohou být vysoce rozpustné ve vodě: například CH 3 COOH, H 3 PO 4, HNO 2.
Odráží se podstata iontoměničových reakcí rovnice iontové reakce, které se získají z molekulárních rovnic podle následujících pravidel:
1) vzorce slabých elektrolytů, nerozpustných a málo rozpustných látek, plynů, oxidů, hydroaniontů slabých kyselin (HS − , HSO 3 − , HCO 3 − , H 2 PO 4 − , HPO 4 2 − ; výjimka - iont HSO) nejsou psány ve formě iontů 4 – ve zředěném roztoku); hydroxokace slabých zásad (MgOH +, CuOH +); komplexní ionty ( 3− , 2− , 2− );
2) vzorce silných kyselin, zásad a ve vodě rozpustných solí jsou uvedeny ve formě iontů. Vzorec Ca(OH) 2 se zapisuje jako ionty, pokud se používá vápenná voda, ale nepíše se jako ionty v případě vápenného mléka obsahujícího nerozpustné částice Ca(OH) 2.
Existují úplné iontové a zkrácené (krátké) iontové reakční rovnice. Zkrácená iontová rovnice postrádá ionty přítomné na obou stranách úplné iontové rovnice. Příklady zápisu molekulárních, plně iontových a zkrácených iontových rovnic:
- NaHCO 3 + HCl = NaCl + H 2 O + CO 2 - molekulární,
Na + + HCO 3 − + H + + Cl − = Na + + Cl − + H 2 O + CO 2 - kompletní iontová,
HCO 3 − + H + = H 2 O + CO 2 - zkráceně iontové;
- BaCl 2 + K 2 SO 4 = BaSO 4 ↓ + 2KCl - molekulární,
Ba 2 + + 2 Cl − + 2 K + + SO 4 2 − = BaSO 4 ↓ + 2 K + + 2 Cl − - kompletní iontová,
Ba 2 + + SO 4 2 − = BaSO 4 ↓ - zkráceně iontové.
Někdy jsou úplná iontová rovnice a zkrácená iontová rovnice stejná:
Ba(OH) 2 + H 2 SO 4 = BaSO 4 ↓ + 2H 2 O
Ba2+ + 2OH − + 2H + + SO 4 2 − = BaSO 4 ↓ + 2H 2 O,
a pro některé reakce nelze iontovou rovnici sestavit vůbec:
3Mg(OH)2 + 3H3PO4 = Mg3(P04)2↓ + 6H20
Příklad 11.5. Uveďte pár iontů, který může být přítomen v úplné iontově-molekulární rovnici, pokud odpovídá zkrácené iontově-molekulární rovnici
Ca 2 + + SO 4 2 − = CaS04.
1) S032- a H+; 3) C032- a K+; 2) HC03- a K+; 4) Cl− a Pb 2+.
Řešení. Správná odpověď je 2):
Ca 2 + + 2 HCO 3 − + 2 K + + SO 4 2 − = CaSO 4 ↓ + 2 HCO 3 − + 2 K + (Ca(HCO 3) 2 sůl je rozpustná) nebo Ca 2+ + SO 4 2 − = CaSO4.
Pro ostatní případy máme:
1) CaS03 + 2H + + S042 - = CaS04↓ + H20 + S02;
3) CaCO 3 + 2K + + SO 4 2 − (reakce neprobíhá);
4) Ca 2+ + 2Cl − + PbSO 4 (reakce neprobíhá).
Odpověď: 2).
Látky (ionty), které spolu reagují ve vodném roztoku (tj. interakce mezi nimi je doprovázena tvorbou sraženiny, plynu nebo slabého elektrolytu), nemohou koexistovat ve vodném roztoku ve významných množstvích
Tabulka 11.2
Příklady iontových párů, které ve vodném roztoku neexistují společně ve významných množstvích
Příklad 11.6. V tomto řádku uveďte: HSO 3 − , Na + , Cl − , CH 3 COO − , Zn 2+ - vzorce iontů, které nemohou být přítomny ve významných množstvích: a) v kyselém prostředí; b) v alkalickém prostředí.
Řešení. a) V kyselém prostředí, tzn. spolu s H + ionty nemohou být přítomny anionty HSO 3 − a CH 3 COO −, protože reagují s vodíkovými kationty za vzniku slabého elektrolytu nebo plynu:
CH 3 COO − + H + ⇄ CH 3 COOH
HSO 3 − + H + ⇄ H 2 O + SO 2
b) Ionty HSO 3 − a Zn 2+ nemohou být přítomny v alkalickém prostředí, protože reagují s hydroxidovými ionty za vzniku slabého elektrolytu nebo sraženiny:
HSO 3 − + OH − ⇄ H 2 O + SO 3 2 −
Zn 2+ + 2OH– = Zn(OH) 2 ↓.
Odpověď: a) HSO 3 − a CH 3 COO −; b) HSO 3 − a Zn 2+.
Zbytky kyselých solí slabých kyselin nemohou být přítomny ve významných množstvích ani v kyselém, ani v alkalickém prostředí, protože v obou případech se tvoří slabý elektrolyt
Totéž lze říci o zbytcích bazických solí obsahujících hydroxoskupinu:
CuOH + + OH − = Cu(OH) 2 ↓
Dost často musí školáci a studenti skládat tzv. rovnice iontové reakce. Tomuto tématu je věnována zejména úloha 31 navržená na Jednotné státní zkoušce z chemie. V tomto článku podrobně probereme algoritmus pro psaní krátkých a úplných iontových rovnic a analyzujeme mnoho příkladů různých úrovní složitosti.
Proč jsou potřeba iontové rovnice?
Připomínám, že když se ve vodě (a nejen ve vodě!) rozpustí mnoho látek, dochází k procesu disociace – látky se rozpadají na ionty. Například molekuly HCl ve vodném prostředí disociují na vodíkové kationty (H +, přesněji H 3 O +) a anionty chloru (Cl -). Bromid sodný (NaBr) se ve vodném roztoku nenachází ve formě molekul, ale ve formě hydratovaných iontů Na + a Br - (mimochodem pevný bromid sodný obsahuje také ionty).
Při psaní „obyčejných“ (molekulárních) rovnic nebereme v úvahu, že nereagují molekuly, ale ionty. Zde je například, jak vypadá reakční rovnice mezi kyselinou chlorovodíkovou a hydroxidem sodným:
HCl + NaOH = NaCl + H20. (1)
Tento diagram samozřejmě nepopisuje proces zcela správně. Jak jsme již řekli, ve vodném roztoku nejsou prakticky žádné molekuly HCl, ale jsou zde ionty H + a Cl -. Totéž platí s NaOH. Správnější by bylo napsat následující:
H + + Cl - + Na + + OH - = Na + + Cl - + H20. (2)
Tak to je kompletní iontová rovnice. Místo „virtuálních“ molekul vidíme částice, které jsou v roztoku skutečně přítomny (kationty a anionty). Nebudeme se zdržovat otázkou, proč jsme napsali H 2 O v molekulární formě. To bude vysvětleno o něco později. Jak vidíte, není nic složitého: molekuly jsme nahradili ionty, které vznikají při jejich disociaci.
Ani úplná iontová rovnice však není dokonalá. Opravdu, podívejte se blíže: jak levá, tak pravá strana rovnice (2) obsahují stejné částice - kationty Na + a anionty Cl -. Tyto ionty se během reakce nemění. Proč jsou tedy vůbec potřeba? Pojďme je odstranit a získat Stručná iontová rovnice:
H+ + OH - = H20. (3)
Jak vidíte, vše spočívá v interakci iontů H + a OH - s tvorbou vody (neutralizační reakce).
Všechny úplné a stručné iontové rovnice jsou zapsány. Pokud bychom vyřešili úlohu 31 na Jednotné státní zkoušce z chemie, získali bychom za ni maximální počet bodů - 2 body.
Takže ještě jednou k terminologii:
- HCl + NaOH = NaCl + H 2 O - molekulární rovnice ("obyčejná" rovnice, schematicky odrážející podstatu reakce);
- H + + Cl - + Na + + OH - = Na + + Cl - + H 2 O - úplná iontová rovnice (jsou viditelné skutečné částice v roztoku);
- H + + OH - = H 2 O - krátká iontová rovnice (odstranili jsme všechny "smetí" - částice, které se procesu neúčastní).
Algoritmus pro zápis iontových rovnic
- Vytvořme molekulární rovnici pro reakci.
- Všechny částice, které se v roztoku znatelně disociují, jsou zapsány ve formě iontů; látky, které nejsou náchylné k disociaci, jsou ponechány „ve formě molekul“.
- Ze dvou částí rovnice odstraníme tzv. pozorovatelské ionty, tedy částice, které se procesu neúčastní.
- Zkontrolujeme koeficienty a dostaneme konečnou odpověď - krátkou iontovou rovnici.
Příklad 1. Napište úplné a krátké iontové rovnice popisující interakci vodných roztoků chloridu barnatého a síranu sodného.
Řešení. Budeme jednat v souladu s navrženým algoritmem. Nejprve vytvoříme molekulární rovnici. Chlorid barnatý a síran sodný jsou dvě soli. Podívejme se na část referenční knihy "Vlastnosti anorganických sloučenin". Vidíme, že soli mohou vzájemně interagovat, pokud se během reakce vytvoří sraženina. Pojďme zkontrolovat:
Cvičení 2. Doplňte rovnice pro následující reakce:
- KOH + H2SO4 =
- H3P04 + Na20=
- Ba(OH)2 + C02=
- NaOH + CuBr2=
- K2S + Hg(N03)2=
- Zn + FeCl2=
Cvičení 3. Napište molekulové rovnice pro reakce (ve vodném roztoku) mezi: a) uhličitanem sodným a kyselinou dusičnou, b) chloridem nikelnatým a hydroxidem sodným, c) kyselinou fosforečnou a hydroxidem vápenatým, d) dusičnanem stříbrným a chloridem draselným, e ) oxid fosforečný (V) a hydroxid draselný.
Upřímně doufám, že s plněním těchto tří úkolů nebudete mít problémy. Pokud tomu tak není, musíte se vrátit k tématu "Chemické vlastnosti hlavních tříd anorganických sloučenin."
Jak převést molekulární rovnici na kompletní iontovou rovnici
Zábava začíná. Musíme pochopit, které látky by měly být zapsány jako ionty a které by měly být ponechány v „molekulární formě“. Budete si muset zapamatovat následující.
Ve formě iontů napište:
- rozpustné soli (zdůrazňuji, pouze soli vysoce rozpustné ve vodě);
- zásady (připomínám, že zásady jsou zásady, které jsou rozpustné ve vodě, ale ne NH 4 OH);
- silné kyseliny (H 2 SO 4, HNO 3, HCl, HBr, HI, HClO 4, HClO 3, H 2 SeO 4, ...).
Jak vidíte, zapamatovat si tento seznam není vůbec těžké: obsahuje silné kyseliny a zásady a všechny rozpustné soli. Mimochodem, zvláště ostražitým mladým chemikům, kteří mohou být pobouřeni skutečností, že v tomto seznamu nejsou zahrnuty silné elektrolyty (nerozpustné soli), mohu říci následující: NEZAŘADENÍ nerozpustných solí do tohoto seznamu vůbec nepopírá skutečnost, že jsou to silné elektrolyty.
Všechny ostatní látky musí být v iontových rovnicích přítomny ve formě molekul. Pro ty náročné čtenáře, kteří se nespokojí s vágním pojmem „všechny ostatní látky“ a kteří po vzoru hrdiny slavného filmu požadují „vyhlášení úplného seznamu“, uvádím následující informaci.
Ve formě molekul napište:
- všechny nerozpustné soli;
- všechny slabé zásady (včetně nerozpustných hydroxidů, NH 4 OH a podobných látek);
- všechny slabé kyseliny (H 2 CO 3, HNO 2, H 2 S, H 2 SiO 3, HCN, HClO, téměř všechny organické kyseliny...);
- obecně všechny slabé elektrolyty (včetně vody!!!);
- oxidy (všechny typy);
- všechny plynné sloučeniny (zejména H2, CO2, SO2, H2S, CO);
- jednoduché látky (kovy a nekovy);
- téměř všechny organické sloučeniny (s výjimkou vodorozpustných solí organických kyselin).
Uf, vypadá to, že jsem na nic nezapomněl! I když je podle mě jednodušší zapamatovat si seznam č. 1. Ze zásadně důležitých věcí v seznamu č. 2 ještě jednou zmíním vodu.
Pojďme trénovat!
Příklad 2. Napište úplnou iontovou rovnici popisující interakci hydroxidu měďnatého (II) a kyseliny chlorovodíkové.
Řešení. Začněme přirozeně molekulární rovnicí. Hydroxid měďnatý (II) je nerozpustná báze. Všechny nerozpustné zásady reagují se silnými kyselinami za vzniku soli a vody:
Cu(OH)2 + 2HCl = CuCl2 + 2H20.
Nyní pojďme zjistit, které látky by měly být zapsány jako ionty a které jako molekuly. Výše uvedené seznamy nám pomohou. Hydroxid měďnatý je nerozpustná báze (viz tabulka rozpustnosti), slabý elektrolyt. Nerozpustné báze jsou psány v molekulární formě. HCl je silná kyselina v roztoku téměř úplně disociuje na ionty. CuCl2 je rozpustná sůl. Píšeme to v iontové formě. Voda – pouze ve formě molekul! Dostaneme kompletní iontovou rovnici:
Сu(OH)2 + 2H+ + 2Cl- = Cu2+ + 2Cl- + 2H20.
Příklad 3. Napište úplnou iontovou rovnici pro reakci oxidu uhličitého s vodným roztokem NaOH.
Řešení. Oxid uhličitý je typický kyselý oxid, NaOH je zásada. Při interakci kyselých oxidů s vodnými roztoky alkálií se tvoří sůl a voda. Vytvořme molekulární rovnici pro reakci (mimochodem, nezapomeňte na koeficienty):
C02 + 2NaOH = Na2C03 + H20.
CO 2 - oxid, plynná sloučenina; zachování molekulárního tvaru. NaOH - silná báze (alkálie); Píšeme ji ve formě iontů. Na2C03 - rozpustná sůl; píšeme ve formě iontů. Voda je slabý elektrolyt a prakticky se nedisociuje; nechat v molekulární formě. Získáme následující:
CO 2 + 2Na + + 2OH - = Na 2+ + CO 3 2- + H20.
Příklad 4. Sulfid sodný ve vodném roztoku reaguje s chloridem zinečnatým za vzniku sraženiny. Napište úplnou iontovou rovnici pro tuto reakci.
Řešení. Sulfid sodný a chlorid zinečnatý jsou soli. Když tyto soli interagují, vysráží se sraženina sulfidu zinečnatého:
Na2S + ZnCl2 = ZnS↓ + 2NaCl.
Okamžitě zapíšu kompletní iontovou rovnici a vy si ji sami analyzujete:
2Na + + S 2- + Zn 2+ + 2Cl - = ZnS↓ + 2Na + + 2Cl -.
Nabízím Vám několik úkolů pro samostatnou práci a krátký test.
Cvičení 4. Napište molekulární a úplné iontové rovnice pro následující reakce:
- NaOH + HN03=
- H2SO4 + MgO =
- Ca(N03)2 + Na3P04=
- CoBr2 + Ca(OH)2=
Cvičení 5. Napište úplné iontové rovnice popisující interakci: a) oxidu dusnatého (V) s vodným roztokem hydroxidu barnatého, b) roztoku hydroxidu česného s kyselinou jodovodíkovou, c) vodných roztoků síranu měďnatého a sulfidu draselného, d) hydroxidu vápenatého a vodný roztok dusičnanu železa (III).
>> Chemie: Iontové rovnice
Iontové rovnice
Jak již víte z předchozích hodin chemie, většina chemických reakcí probíhá v roztocích. A protože všechny roztoky elektrolytů obsahují ionty, můžeme říci, že reakce v roztocích elektrolytů jsou redukovány na reakce mezi ionty.
Tyto reakce, ke kterým dochází mezi ionty, se nazývají iontové reakce. A iontové rovnice jsou přesně rovnicemi těchto reakcí.
Zpravidla se rovnice iontové reakce získávají z molekulárních rovnic, ale k tomu dochází za následujících pravidel:
Za prvé, vzorce slabých elektrolytů, stejně jako nerozpustných a málo rozpustných látek, plynů, oxidů atd. nejsou zaznamenány ve formě iontů; výjimkou z tohoto pravidla je iont HSO-4 a poté ve zředěné formě.
Za druhé, vzorce silných kyselin, zásad a také ve vodě rozpustných solí jsou obvykle prezentovány ve formě iontů. Je třeba také poznamenat, že vzorec jako Ca(OH)2 je prezentován ve formě iontů, pokud se použije vápenná voda. Pokud je použito vápenné mléko, které obsahuje nerozpustné částice Ca(OH)2, pak se vzorec ve formě iontů také nezapisuje.
Při sestavování iontových rovnic se zpravidla používají úplné iontové a zkrácené, tedy stručné iontové reakční rovnice. Uvažujeme-li iontovou rovnici, která má zkrácený tvar, pak v ní ionty nepozorujeme, to znamená, že chybí v obou částech kompletní iontové rovnice.
Podívejme se na příklady, jak se píší molekulární, úplné a zkrácené iontové rovnice:
Proto je třeba mít na paměti, že vzorce látek, které se nerozkládají, stejně jako nerozpustné a plynné, při sestavování iontových rovnic jsou obvykle psány v molekulární formě.
Také je třeba mít na paměti, že pokud se látka vysráží, je vedle takového vzorce nakreslena šipka dolů (↓). V případě, že se během reakce uvolňuje plynná látka, pak by vedle vzorce měla být ikona jako šipka nahoru ().
Podívejme se blíže na příklad. Máme-li roztok síranu sodného Na2SO4 a přidáme k němu roztok chloridu barnatého BaCl2 (obr. 132), uvidíme, že se nám vytvořila bílá sraženina síranu barnatého BaSO4.
Podívejte se pozorně na obrázek, který ukazuje interakci mezi síranem sodným a chloridem barnatým:
Nyní napíšeme molekulární rovnici pro reakci:
Nyní přepišme tuto rovnici, kde silné elektrolyty budou znázorněny ve formě iontů a reakce, které opouštějí kouli, jsou prezentovány ve formě molekul:
Zapsali jsme kompletní iontovou rovnici pro reakci.
Nyní zkusme z jedné a druhé části rovnice odstranit identické ionty, tedy ty ionty, které se neúčastní reakce 2Na+ a 2Cl, pak dostaneme zkrácenou iontovou rovnici reakce, která bude vypadat takto tento:
Z této rovnice vidíme, že celá podstata této reakce spočívá v interakci barnatých iontů Ba2+ a síranových iontů
a že v důsledku toho se tvoří sraženina BaSO4, a to i bez ohledu na to, které elektrolyty tyto ionty před reakcí obsahovaly.
Jak řešit iontové rovnice
A nakonec si shrňme naši lekci a určeme, jak řešit iontové rovnice. Vy i já už víme, že všechny reakce, ke kterým dochází v roztocích elektrolytů mezi ionty, jsou iontové reakce. Tyto reakce se obvykle řeší nebo popisují pomocí iontových rovnic.
Také je třeba mít na paměti, že všechny ty sloučeniny, které jsou těkavé, obtížně rozpustné nebo mírně disociované, nacházejí roztok v molekulární formě. Neměli bychom také zapomínat, že v případě, kdy se při interakci roztoků elektrolytů nevytvoří žádná z výše uvedených typů sloučenin, znamená to, že k reakcím prakticky nedochází.
Pravidla pro řešení iontových rovnic
Jako jasný příklad si vezměme tvorbu těžko rozpustné sloučeniny, jako je:
Na2S04 + BaCl2 = BaS04 + 2NaCl
V iontové formě bude tento výraz vypadat takto:
2Na+ +SO42- + Ba2+ + 2Cl- = BaSO4 + 2Na+ + 2Cl-
Protože vy i já pozorujeme, že reagovaly pouze ionty barya a síranové ionty a zbývající ionty nereagovaly a jejich stav zůstal stejný. Z toho vyplývá, že můžeme tuto rovnici zjednodušit a napsat ji ve zkrácené podobě:
Ba2+ + SO42- = BaSO4
Nyní si připomeňme, co bychom měli dělat při řešení iontových rovnic:
Nejprve je nutné eliminovat stejné ionty z obou stran rovnice;
Za druhé bychom neměli zapomínat, že součet elektrických nábojů rovnice musí být stejný, a to jak na její pravé, tak i na levé straně.
Většina chemických reakcí probíhá v roztocích. Roztoky elektrolytů obsahují ionty, takže reakce v roztocích elektrolytů ve skutečnosti vedou k reakcím mezi ionty.
Reakce mezi ionty se nazývají iontové reakce a rovnice pro takové reakce se nazývají iontové rovnice.
Při sestavování iontových rovnic je třeba se řídit tím, že vzorce mírně disociujících, nerozpustných a plynných látek jsou psány v molekulární formě.
Bílá látka se vysráží, pak je vedle jejího vzorce umístěna šipka směřující dolů, a pokud se během reakce uvolní plynná látka, je vedle jejího vzorce umístěna šipka směřující nahoru.
Přepišme tuto rovnici, zobrazující silné elektrolyty ve formě iontů a reakce opouštějící kouli jako molekuly:
Tím jsme zapsali kompletní iontovou rovnici reakce.
Pokud vyloučíme identické ionty z obou stran rovnice, tedy ty, které se neúčastní reakce v levé a pravé rovnici), dostaneme zkrácenou rovnici iontové reakce: 
Zkrácené iontové rovnice jsou tedy rovnice v obecném tvaru, které charakterizují podstatu chemické reakce, ukazují, které ionty reagují a jaká látka v důsledku toho vzniká.
Iontoměničové reakce probíhají do konce v případech, kdy se tvoří buď sraženina nebo mírně disociující látka, jako je voda. Přidáním přebytku roztoku kyseliny dusičné do roztoku hydroxidu sodného zbarveného karmínově s fenolftaleinem se roztok zabarví, což bude sloužit jako signál k chemické reakci: 
Ukazuje, že interakce silné kyseliny a zásady se redukuje na interakci H+ iontů a OH - iontů, v důsledku čehož vzniká nízkodisociační látka - voda.
Tato reakce mezi silnou kyselinou a zásadou se nazývá neutralizační reakce. Toto je zvláštní případ směnné reakce.
K takové výměnné reakci může dojít nejen mezi kyselinami a zásadami, ale také mezi kyselinami a nerozpustnými zásadami. Pokud například získáte modrou sraženinu nerozpustného hydroxidu měďnatého (II) reakcí síranu měďnatého s alkálií:
a poté výslednou sraženinu rozdělte na tři části a ke sraženině v první zkumavce přidejte roztok kyseliny sírové, ke sraženině v druhé zkumavce roztok kyseliny chlorovodíkové a ke sraženině ve zkumavce roztok kyseliny dusičné. třetí zkumavky, pak se sraženina rozpustí ve všech třech zkumavkách. To bude znamenat, že ve všech případech proběhla chemická reakce, jejíž podstata se odráží pomocí stejné iontové rovnice.
Pro ověření si zapište molekulární, úplné a zkrácené iontové rovnice daných reakcí.
Uvažujme iontové reakce, ke kterým dochází při tvorbě plynu. Do dvou zkumavek nalijte 2 ml roztoků uhličitanu sodného a uhličitanu draselného. Do prvního pak nalijte roztok kyseliny chlorovodíkové a do druhého kyselinu dusičnou. V obou případech zaznamenáme charakteristické „vaření“ v důsledku uvolněného oxidu uhličitého. Zapišme si reakční rovnice pro první případ: 
Reakce probíhající v roztocích elektrolytů jsou popsány pomocí iontových rovnic. Tyto reakce se nazývaly iontoměničové reakce, protože v roztocích si elektrolyty vyměňují své ionty. Lze tedy vyvodit dva závěry.
1. Reakce ve vodných roztocích elektrolytů jsou reakcemi mezi ionty, a proto jsou znázorněny ve formě iontových rovnic.
Jsou jednodušší než molekulární a mají obecnější povahu.
2. Iontoměničové reakce v roztocích elektrolytů probíhají prakticky nevratně pouze tehdy, je-li výsledkem tvorba sraženiny, plynu nebo slabě disociující látky.
7. Složitá spojení
