Inštrukcie
Uvažujme o príklade tvorby ťažko rozpustnej zlúčeniny.
Na2S04 + BaCl2 = BaS04 + 2NaCl
Alebo iónová verzia:
2Na+ +SO42- +Ba2++ 2Cl- = BaSO4 + 2Na+ + 2Cl-
Pri riešení iónových rovníc je potrebné dodržiavať nasledujúce pravidlá:
Identické ióny z oboch častí sú vylúčené;
Malo by sa pamätať na to, že súčet elektrických nábojov na ľavej strane rovnice sa musí rovnať súčtu elektrických nábojov na pravej strane rovnice.
Napíšte iónové rovnice pre interakciu vodných roztokov nasledujúcich látok: a) HCl a NaOH; b) AgN03 a NaCl; c) K2C03 a H2S04; d) CH3COOH a NaOH.
Riešenie. Napíšte rovnice interakcie týchto látok v molekulárnej forme:
a) HCl + NaOH = NaCl + H2O
b) AgNO3 + NaCl = AgCl + NaN03
c) K2CO3 + H2SO4 = K2SO4 + CO2 + H2O
d) CH3COOH + NaOH = CH3COONa + H2O
Všimnite si, že interakcia týchto látok je možná, pretože výsledkom je viazanie iónov za vzniku buď slabej (H2O), alebo ťažko rozpustnej látky (AgCl), alebo plynu (CO2).
Vylúčením identických iónov z ľavej a pravej strany rovnosti (v prípade možnosti a) - ióny a v prípade b) - ióny sodíka a -ióny, v prípade c) - draselné ióny a síranové ióny), d) - sodíkové ióny, získate riešenie týchto iónových rovníc:
a) H+ + OH- = H20
b) Ag+ + Cl- = AgCl
c) C032- + 2H+ = C02 + H20
d) CH3COOH + OH- = CH3COO- + H20
V nezávislej a testovacej práci sa často vyskytujú úlohy, ktoré zahŕňajú riešenie reakčných rovníc. Avšak bez nejakých vedomostí, zručností a schopností aj tej najjednoduchšej chemikálie rovnice nepíš.
Inštrukcie
V prvom rade si treba naštudovať základné organické a anorganické zlúčeniny. V krajnom prípade môžete mať pred sebou vhodný cheat sheet, ktorý vám môže pomôcť pri plnení úlohy. Po tréningu sa vám potrebné vedomosti a zručnosti stále uložia do pamäte.
Základným materiálom je krytie, ako aj spôsoby získania jednotlivých zlúčenín. Zvyčajne sú prezentované vo forme všeobecných diagramov, napríklad: 1. + zásada = soľ + voda
2. kyslý oxid + zásada = soľ + voda
3. zásaditý oxid + kyselina = soľ + voda
4. kov + (zriedená) kyselina = soľ + vodík
5. rozpustná soľ + rozpustná soľ = nerozpustná soľ + rozpustná soľ
6. rozpustná soľ + = nerozpustná zásada + rozpustná soľ
Ak máte pred očami tabuľku rozpustnosti soli, môžete o nich rozhodovať, ako aj o cheatoch. rovnice reakcie. Je len dôležité mať úplný zoznam takýchto schém, ako aj informácie o vzorcoch a názvoch rôznych tried organických a anorganických zlúčenín.
Po dokončení samotnej rovnice je potrebné skontrolovať správnosť pravopisu chemických vzorcov. Kyseliny, soli a zásady sa dajú ľahko skontrolovať pomocou tabuľky rozpustnosti, ktorá ukazuje náboje kyslých zvyškov a kovových iónov. Je dôležité si uvedomiť, že každý musí byť vo všeobecnosti elektricky neutrálny, to znamená, že počet kladných nábojov sa musí zhodovať s počtom záporných nábojov. V tomto prípade je potrebné vziať do úvahy indexy, ktoré sa vynásobia zodpovedajúcimi poplatkami.
Ak táto fáza prešla a ste si istí správnosťou pravopisu rovnice chemický reakcie, potom už môžete bezpečne nastaviť koeficienty. Chemická rovnica je reprezentovaná konvenčným zápisom reakcie pomocou chemických symbolov, indexov a koeficientov. V tejto fáze úlohy musíte dodržiavať pravidlá: Koeficient je umiestnený pred chemickým vzorcom a vzťahuje sa na všetky prvky, ktoré tvoria látku.
Index je umiestnený za chemickým prvkom o niečo nižšie a vzťahuje sa iba na chemický prvok naľavo od neho.
Ak je skupina (napríklad zvyšok kyseliny alebo hydroxylová skupina) v zátvorkách, musíte pochopiť, že dva susedné indexy (pred a za zátvorkou) sú vynásobené.
Pri počítaní atómov chemického prvku sa koeficient násobí (nepripočítava!) indexom.
Ďalej sa vypočíta množstvo každého chemického prvku tak, aby sa celkový počet prvkov zahrnutých vo východiskových látkach zhodoval s počtom atómov zahrnutých v zlúčeninách vytvorených v produktoch. reakcie. Analýzou a aplikáciou vyššie uvedených pravidiel sa môžete naučiť riešiť rovnice reakcie zahrnuté v reťazcoch látok.
11. Elektrolytická disociácia. Rovnice iónovej reakcie
11.5. Rovnice iónovej reakcie
Pretože sa elektrolyty vo vodných roztokoch rozkladajú na ióny, možno tvrdiť, že reakcie vo vodných roztokoch elektrolytov sú reakcie medzi iónmi. Takéto reakcie môžu prebiehať buď so zmenou oxidačného stavu atómov:
Fe 0 + 2 H + 1 Сl = Fe + 2 Сl 2 + H 0 2
a bez zmeny:
NaOH + HCl = NaCl + H20
Vo všeobecnosti sa reakcie medzi iónmi v roztokoch nazývajú iónové, a ak sú to výmenné reakcie, potom reakcie iónovej výmeny. K iónomeničovým reakciám dochádza len vtedy, keď vznikajú látky, ktoré opúšťajú reakčnú sféru vo forme: a) slabého elektrolytu (napríklad vody, kyseliny octovej); b) plyn (C02, S02); c) ťažko rozpustná látka (zrazenina). Vzorce ťažko rozpustných látok sa určujú z tabuľky rozpustnosti (AgCl, BaSO 4, H 2 SiO 3, Mg(OH) 2, Cu(OH) 2 atď.). Vzorce plynov a slabých elektrolytov si treba zapamätať. Všimnite si, že slabé elektrolyty môžu byť vysoko rozpustné vo vode: napríklad CH3COOH, H3PO4, HNO2.
Odráža sa podstata iónomeničových reakcií rovnice iónovej reakcie, ktoré sa získajú z molekulárnych rovníc podľa nasledujúcich pravidiel:
1) vzorce slabých elektrolytov, nerozpustných a málo rozpustných látok, plynov, oxidov, hydroaniónov slabých kyselín (HS − , HSO 3 − , HCO 3 − , H 2 PO 4 − , HPO 4 2 − ; výnimka - ión HSO) nie sú zapísané vo forme iónov 4 – v zriedenom roztoku); hydroxokácie slabých zásad (MgOH+, CuOH+); komplexné ióny (3-, 2-, 2-);
2) vzorce silných kyselín, zásad a solí rozpustných vo vode sú reprezentované vo forme iónov. Vzorec Ca(OH) 2 sa píše ako ióny, ak sa používa vápenná voda, ale nepíše sa ako ióny v prípade vápenného mlieka obsahujúceho nerozpustné častice Ca(OH) 2.
Existujú úplné iónové a skrátené (krátke) rovnice iónovej reakcie. Skrátená iónová rovnica vynecháva ióny prítomné na oboch stranách úplnej iónovej rovnice. Príklady zápisu molekulových, plne iónových a skrátených iónových rovníc:
- NaHC03 + HCl = NaCl + H20 + CO2 - molekulárny,
Na + + HCO 3 − + H + + Cl − = Na + + Cl − + H 2 O + CO 2 - kompletný iónový,
HCO 3 - + H + = H 2 O + CO 2 - skrátene iónové;
- BaCl 2 + K 2 SO 4 = BaSO 4 ↓ + 2KCl - molekulárny,
Ba 2 + + 2 Cl − + 2 K + + SO 4 2 − = BaSO 4 ↓ + 2 K + + 2 Cl − - úplný iónový,
Ba 2 + + SO 4 2 − = BaSO 4 ↓ - skrátene iónové.
Niekedy sú úplná iónová rovnica a skrátená iónová rovnica rovnaké:
Ba(OH)2 + H2S04 = BaS04↓ + 2H20
Ba2+ + 2OH − + 2H + + S04 2 − = BaS04↓ + 2H20,
a pre niektoré reakcie sa iónová rovnica nedá zostaviť vôbec:
3Mg(OH)2 + 3H3P04 = Mg3(P04)2↓ + 6H20
Príklad 11.5. Uveďte pár iónov, ktorý môže byť prítomný v úplnej iónovo-molekulárnej rovnici, ak zodpovedá skrátenej iónovo-molekulárnej rovnici
Ca2+ + S042 - = CaS04.
1) S032- a H+; 3) C032- a K+; 2) HC03- a K+; 4) Cl− a Pb2+.
Riešenie. Správna odpoveď je 2):
Ca 2 + + 2 HCO 3 − + 2 K + + SO 4 2 − = CaSO 4 ↓ + 2 HCO 3 − + 2 K + (Ca(HCO 3) 2 soľ je rozpustná) alebo Ca 2+ + SO 4 2 − = CaS04.
Pre ostatné prípady máme:
1) CaS03 + 2H+ + SO42- = CaS04↓ + H20 + S02;
3) CaCO 3 + 2K + + SO 4 2 − (reakcia neprebieha);
4) Ca 2+ + 2Cl − + PbSO 4 (reakcia neprebieha).
Odpoveď: 2).
Látky (ióny), ktoré navzájom reagujú vo vodnom roztoku (t. j. interakcia medzi nimi je sprevádzaná tvorbou zrazeniny, plynu alebo slabého elektrolytu), nemôžu vo vodnom roztoku existovať vo významných množstvách.
Tabuľka 11.2
Príklady iónových párov, ktoré vo vodnom roztoku neexistujú spolu vo významných množstvách
Príklad 11.6. V tomto riadku uveďte: HSO 3 − , Na + , Cl − , CH 3 COO − , Zn 2+ - vzorce iónov, ktoré nemôžu byť prítomné vo významných množstvách: a) v kyslom prostredí; b) v alkalickom prostredí.
Riešenie. a) V kyslom prostredí, t.j. spolu s iónmi H + nemôžu byť prítomné anióny HSO 3 − a CH 3 COO −, pretože reagujú s katiónmi vodíka a vytvárajú slabý elektrolyt alebo plyn:
CH 3 COO − + H + ⇄ CH 3 COOH
HSO3 - + H + ⇄ H20 + SO2
b) Ióny HSO 3 − a Zn 2+ nemôžu byť prítomné v alkalickom prostredí, pretože reagujú s hydroxidovými iónmi za vzniku slabého elektrolytu alebo zrazeniny:
HSO 3 − + OH − ⇄ H 2 O + SO 3 2 −
Zn2+ + 2OH– = Zn(OH)2↓.
Odpoveď: a) HSO 3 − a CH 3 COO −; b) HS03 - a Zn2+.
Zvyšky kyslých solí slabých kyselín nemôžu byť prítomné vo významných množstvách ani v kyslom, ani v alkalickom prostredí, pretože v oboch prípadoch sa tvorí slabý elektrolyt
To isté možno povedať o zvyškoch bázických solí obsahujúcich hydroxoskupinu:
CuOH + + OH - = Cu(OH)2↓
Pomerne často musia školáci a študenti skladať tzv. rovnice iónovej reakcie. Tejto téme je venovaná najmä úloha 31, navrhnutá na Jednotnej štátnej skúške z chémie. V tomto článku budeme podrobne diskutovať o algoritme na písanie krátkych a úplných iónových rovníc a budeme analyzovať mnoho príkladov rôznych úrovní zložitosti.
Prečo sú potrebné iónové rovnice?
Pripomínam, že pri rozpustení mnohých látok vo vode (a nielen vo vode!) dochádza k procesu disociácie – látky sa rozpadajú na ióny. Napríklad molekuly HCl vo vodnom prostredí disociujú na vodíkové katióny (H +, presnejšie H 3 O +) a anióny chlóru (Cl -). Bromid sodný (NaBr) sa nachádza vo vodnom roztoku nie vo forme molekúl, ale vo forme hydratovaných iónov Na + a Br - (mimochodom, tuhý bromid sodný obsahuje aj ióny).
Pri písaní „obyčajných“ (molekulárnych) rovníc neberieme do úvahy, že nereagujú molekuly, ale ióny. Tu je napríklad rovnica pre reakciu medzi kyselinou chlorovodíkovou a hydroxidom sodným:
HCl + NaOH = NaCl + H20. (1)
Samozrejme, tento diagram nepopisuje proces úplne správne. Ako sme už povedali, vo vodnom roztoku prakticky neexistujú molekuly HCl, ale existujú ióny H + a Cl -. To isté platí pre NaOH. Správnejšie by bolo napísať nasledovné:
H+ + Cl - + Na + + OH - = Na + + Cl - + H20. (2)
Tak to je úplná iónová rovnica. Namiesto „virtuálnych“ molekúl vidíme častice, ktoré sú skutočne prítomné v roztoku (katióny a anióny). Nebudeme sa zaoberať otázkou, prečo sme H 2 O napísali v molekulárnej forme. Toto bude vysvetlené trochu neskôr. Ako vidíte, nie je nič zložité: molekuly sme nahradili iónmi, ktoré vznikajú pri ich disociácii.
Avšak ani úplná iónová rovnica nie je dokonalá. Skutočne, pozrite sa bližšie: ľavá aj pravá strana rovnice (2) obsahujú rovnaké častice - katióny Na + a anióny Cl -. Tieto ióny sa počas reakcie nemenia. Prečo sú potom vôbec potrebné? Odstránime ich a získajme Stručná iónová rovnica:
H+ + OH- = H20. (3)
Ako vidíte, všetko závisí od interakcie iónov H + a OH - s tvorbou vody (neutralizačná reakcia).
Všetky úplné a stručné iónové rovnice sú zapísané. Ak by sme riešili úlohu 31 na Jednotnej štátnej skúške z chémie, získali by sme za ňu maximálny počet bodov - 2 body.
Takže ešte raz k terminológii:
- HCl + NaOH = NaCl + H 2 O - molekulová rovnica ("obyčajná" rovnica, schematicky odrážajúca podstatu reakcie);
- H + + Cl - + Na + + OH - = Na + + Cl - + H 2 O - úplná iónová rovnica (sú viditeľné skutočné častice v roztoku);
- H + + OH - = H 2 O - krátka iónová rovnica (odstránili sme všetky "odpadky" - častice, ktoré sa procesu nezúčastňujú).
Algoritmus na písanie iónových rovníc
- Vytvorme molekulárnu rovnicu pre reakciu.
- Všetky častice, ktoré sa v roztoku disociujú do značnej miery, sú napísané vo forme iónov; látky, ktoré nie sú náchylné na disociáciu, sú ponechané „vo forme molekúl“.
- Z dvoch častí rovnice odstránime tzv. pozorovateľské ióny, teda častice, ktoré sa procesu nezúčastňujú.
- Skontrolujeme koeficienty a dostaneme konečnú odpoveď - krátku iónovú rovnicu.
Príklad 1. Napíšte úplné a krátke iónové rovnice opisujúce interakciu vodných roztokov chloridu bárnatého a síranu sodného.
Riešenie. Budeme konať v súlade s navrhnutým algoritmom. Najprv vytvorte molekulovú rovnicu. Chlorid bárnatý a síran sodný sú dve soli. Pozrime sa na časť referenčnej knihy "Vlastnosti anorganických zlúčenín". Vidíme, že soli môžu navzájom interagovať, ak sa počas reakcie vytvorí zrazenina. Skontrolujme to:
Cvičenie 2. Doplňte rovnice pre nasledujúce reakcie:
- KOH + H2S04 =
- H3P04 + Na20=
- Ba(OH)2 + C02=
- NaOH + CuBr2=
- K2S + Hg(N03)2=
- Zn + FeCl2=
Cvičenie 3. Napíšte molekulové rovnice pre reakcie (vo vodnom roztoku) medzi: a) uhličitanom sodným a kyselinou dusičnou, b) chloridom nikelnatým a hydroxidom sodným, c) kyselinou fosforečnou a hydroxidom vápenatým, d) dusičnanom strieborným a chloridom draselným, e. ) oxid fosforečný (V) a hydroxid draselný.
Úprimne dúfam, že s dokončením týchto troch úloh nebudete mať problémy. Ak tomu tak nie je, musíte sa vrátiť k téme "Chemické vlastnosti hlavných tried anorganických zlúčenín."
Ako zmeniť molekulárnu rovnicu na úplnú iónovú rovnicu
Zábava začína. Musíme pochopiť, ktoré látky by sa mali písať ako ióny a ktoré by sa mali ponechať v „molekulárnej forme“. Budete si musieť zapamätať nasledovné.
Vo forme iónov napíšte:
- rozpustné soli (zdôrazňujem, iba soli, ktoré sú vysoko rozpustné vo vode);
- zásady (pripomínam, že zásady sú zásady, ktoré sú rozpustné vo vode, ale nie NH 4 OH);
- silné kyseliny (H 2 SO 4, HNO 3, HCl, HBr, HI, HClO 4, HClO 3, H 2 SeO 4, ...).
Ako vidíte, zapamätať si tento zoznam nie je vôbec ťažké: obsahuje silné kyseliny a zásady a všetky rozpustné soli. Mimochodom, pre obzvlášť ostražitých mladých chemikov, ktorí môžu byť pobúrení skutočnosťou, že silné elektrolyty (nerozpustné soli) nie sú zahrnuté v tomto zozname, vám môžem povedať nasledovné: NEZAHRNUTIE nerozpustných solí do tohto zoznamu vôbec nepopiera skutočnosť, že sú to silné elektrolyty.
Všetky ostatné látky musia byť prítomné v iónových rovniciach vo forme molekúl. Pre náročných čitateľov, ktorým nestačí vágny pojem „všetky ostatné látky“ a ktorí po vzore hrdinu slávneho filmu požadujú „oznámenie úplného zoznamu“, uvádzam nasledujúcu informáciu.
Vo forme molekúl napíšte:
- všetky nerozpustné soli;
- všetky slabé zásady (vrátane nerozpustných hydroxidov, NH 4 OH a podobných látok);
- všetky slabé kyseliny (H 2 CO 3, HNO 2, H 2 S, H 2 SiO 3, HCN, HClO, takmer všetky organické kyseliny...);
- vo všeobecnosti všetky slabé elektrolyty (vrátane vody!!!);
- oxidy (všetky druhy);
- všetky plynné zlúčeniny (najmä H2, CO2, SO2, H2S, CO);
- jednoduché látky (kovy a nekovy);
- takmer všetky organické zlúčeniny (s výnimkou vo vode rozpustných solí organických kyselín).
Fíha, zdá sa, že som na nič nezabudol! Aj keď je podľa mňa jednoduchšie zapamätať si zoznam č. 1. Zo zásadne dôležitých vecí v zozname č. 2 ešte raz spomeniem vodu.
Poďme trénovať!
Príklad 2. Napíšte úplnú iónovú rovnicu opisujúcu interakciu hydroxidu meďnatého (II) a kyseliny chlorovodíkovej.
Riešenie. Začnime, prirodzene, molekulárnou rovnicou. Hydroxid meďnatý je nerozpustná zásada. Všetky nerozpustné zásady reagujú so silnými kyselinami za vzniku soli a vody:
Cu(OH)2 + 2HCl = CuCl2 + 2H20.
Teraz poďme zistiť, ktoré látky by sa mali zapísať ako ióny a ktoré ako molekuly. Vyššie uvedené zoznamy nám pomôžu. Hydroxid meďný je nerozpustná zásada (pozri tabuľku rozpustnosti), slabý elektrolyt. Nerozpustné zásady sú napísané v molekulárnej forme. HCl je silná kyselina v roztoku takmer úplne disociuje na ióny. CuCl2 je rozpustná soľ. Píšeme ho v iónovej forme. Voda – len vo forme molekúl! Dostaneme úplnú iónovú rovnicu:
Сu(OH)2 + 2H+ + 2Cl- = Cu2+ + 2Cl- + 2H20.
Príklad 3. Napíšte úplnú iónovú rovnicu pre reakciu oxidu uhličitého s vodným roztokom NaOH.
Riešenie. Oxid uhličitý je typický kyslý oxid, NaOH je zásada. Pri interakcii kyslých oxidov s vodnými roztokmi zásad sa tvorí soľ a voda. Vytvorme molekulárnu rovnicu pre reakciu (mimochodom, nezabudnite na koeficienty):
C02 + 2NaOH = Na2C03 + H20.
CO 2 - oxid, plynná zlúčenina; zachovanie molekulárneho tvaru. NaOH - silná zásada (alkálie); Píšeme ho vo forme iónov. Na2C03 - rozpustná soľ; píšeme vo forme iónov. Voda je slabý elektrolyt a prakticky sa nedisociuje; nechať v molekulárnej forme. Získame nasledovné:
C02 + 2Na + + 2OH - = Na2+ + CO32- + H20.
Príklad 4. Sulfid sodný vo vodnom roztoku reaguje s chloridom zinočnatým za vzniku zrazeniny. Napíšte úplnú iónovú rovnicu pre túto reakciu.
Riešenie. Sulfid sodný a chlorid zinočnatý sú soli. Keď tieto soli interagujú, vyzráža sa zrazenina sulfidu zinočnatého:
Na2S + ZnCl2 = ZnS↓ + 2NaCl.
Okamžite zapíšem kompletnú iónovú rovnicu a sami si ju zanalyzujete:
2Na + + S2- + Zn2+ + 2Cl - = ZnS↓ + 2Na + + 2Cl -.
Ponúkam vám niekoľko úloh na samostatnú prácu a krátky test.
Cvičenie 4. Napíšte molekulárne a úplné iónové rovnice pre nasledujúce reakcie:
- NaOH + HN03 =
- H2S04 + MgO =
- Ca(N03)2 + Na3P04=
- CoBr2 + Ca(OH)2=
Cvičenie 5. Napíšte úplné iónové rovnice opisujúce interakciu: a) oxidu dusnatého (V) s vodným roztokom hydroxidu bárnatého, b) roztoku hydroxidu cézneho s kyselinou jodovodíkovou, c) vodných roztokov síranu meďnatého a sulfidu draselného, d) hydroxidu vápenatého. a vodný roztok dusičnanu železa (III).
>> Chémia: Iónové rovnice
Iónové rovnice
Ako už viete z predchádzajúcich hodín chémie, väčšina chemických reakcií prebieha v roztokoch. A keďže všetky roztoky elektrolytov obsahujú ióny, môžeme povedať, že reakcie v roztokoch elektrolytov sú redukované na reakcie medzi iónmi.
Tieto reakcie, ktoré prebiehajú medzi iónmi, sa nazývajú iónové reakcie. A iónové rovnice sú presne rovnicami týchto reakcií.
Rovnice iónovej reakcie sa spravidla získavajú z molekulárnych rovníc, ale toto sa deje podľa nasledujúcich pravidiel:
Po prvé, vzorce slabých elektrolytov, ako aj nerozpustných a mierne rozpustných látok, plynov, oxidov atď. nie sú zaznamenané vo forme iónov; výnimkou z tohto pravidla je ión HSO-4 a potom v zriedenej forme.
Po druhé, vzorce silných kyselín, zásad a tiež vo vode rozpustných solí sú zvyčajne prezentované vo forme iónov. Malo by sa tiež poznamenať, že vzorec ako Ca(OH)2 je prítomný vo forme iónov, ak sa použije vápenná voda. Ak sa použije vápenné mlieko, ktoré obsahuje nerozpustné častice Ca(OH)2, tak sa tiež neuvádza vzorec vo forme iónov.
Pri zostavovaní iónových rovníc sa spravidla používajú úplné iónové a skrátené, to znamená krátke iónové reakčné rovnice. Ak vezmeme do úvahy iónovú rovnicu, ktorá má skrátenú formu, potom v nej nepozorujeme ióny, to znamená, že chýbajú v oboch častiach úplnej iónovej rovnice.
Pozrime sa na príklady, ako sa píšu molekulárne, úplné a skrátené iónové rovnice:
Preto by sa malo pamätať na to, že vzorce látok, ktoré sa nerozkladajú, ako aj nerozpustné a plynné látky, pri zostavovaní iónových rovníc sú zvyčajne napísané v molekulárnej forme.
Malo by sa tiež pamätať na to, že ak sa látka vyzráža, vedľa takéhoto vzorca je nakreslená šípka nadol (↓). V prípade, že sa počas reakcie uvoľní plynná látka, potom by vedľa vzorca mala byť ikona ako šípka nahor ().
Pozrime sa bližšie na príklad. Ak máme roztok síranu sodného Na2SO4 a pridáme k nemu roztok chloridu bárnatého BaCl2 (obr. 132), uvidíme, že sa nám vytvorila biela zrazenina síranu bárnatého BaSO4.
Pozrite sa pozorne na obrázok, ktorý ukazuje interakciu medzi síranom sodným a chloridom bárnatým:
Teraz napíšme molekulárnu rovnicu reakcie:
Teraz prepíšme túto rovnicu, kde silné elektrolyty budú znázornené vo forme iónov a reakcie, ktoré opúšťajú guľu, sú prezentované vo forme molekúl:
Napísali sme úplnú iónovú rovnicu reakcie.
Skúsme teraz z jednej a druhej časti rovnice odstrániť identické ióny, teda tie ióny, ktoré sa nezúčastňujú reakcie 2Na+ a 2Cl, potom dostaneme skrátenú iónovú rovnicu reakcie, ktorá bude vyzerať takto toto:
Z tejto rovnice vidíme, že celá podstata tejto reakcie spočíva v interakcii iónov bária Ba2+ a síranových iónov
a že v dôsledku toho sa vytvorí zrazenina BaSO4, dokonca bez ohľadu na to, ktoré elektrolyty tieto ióny pred reakciou obsahovali.
Ako riešiť iónové rovnice
A nakoniec zhrňme našu lekciu a určme, ako vyriešiť iónové rovnice. Vy a ja už vieme, že všetky reakcie, ktoré sa vyskytujú v roztokoch elektrolytov medzi iónmi, sú iónové reakcie. Tieto reakcie sa zvyčajne riešia alebo opisujú pomocou iónových rovníc.
Malo by sa tiež pamätať na to, že všetky zlúčeniny, ktoré sú prchavé, ťažko rozpustné alebo mierne disociované, nachádzajú roztok v molekulárnej forme. Nemali by sme zabúdať ani na to, že v prípade, keď sa počas interakcie roztokov elektrolytov nevytvorí žiadna z vyššie uvedených typov zlúčenín, znamená to, že k reakciám prakticky nedochádza.
Pravidlá riešenia iónových rovníc
Ako jasný príklad si vezmime vytvorenie ťažko rozpustnej zlúčeniny, ako napríklad:
Na2S04 + BaCl2 = BaS04 + 2NaCl
V iónovej forme bude tento výraz vyzerať takto:
2Na+ +SO42- + Ba2+ + 2Cl- = BaSO4 + 2Na+ + 2Cl-
Keďže vy a ja pozorujeme, že reagovali iba ióny bária a síranové ióny a zvyšné ióny nereagovali a ich stav zostal rovnaký. Z toho vyplýva, že túto rovnicu môžeme zjednodušiť a napísať ju v skrátenej forme:
Ba2+ + SO42- = BaS04
Teraz si pripomeňme, čo by sme mali robiť pri riešení iónových rovníc:
Najprv je potrebné eliminovať rovnaké ióny z oboch strán rovnice;
Po druhé, nemali by sme zabúdať, že súčet elektrických nábojov rovnice musí byť rovnaký ako na jej pravej strane, tak aj na ľavej strane.
Väčšina chemických reakcií prebieha v roztokoch. Roztoky elektrolytov obsahujú ióny, takže reakcie v roztokoch elektrolytov v skutočnosti vedú k reakciám medzi iónmi.
Reakcie medzi iónmi sa nazývajú iónové reakcie a rovnice pre takéto reakcie sa nazývajú iónové rovnice.
Pri zostavovaní iónových rovníc by sme sa mali riadiť skutočnosťou, že vzorce mierne disociujúcich, nerozpustných a plynných látok sú napísané v molekulárnej forme.
Biela látka sa vyzráža, potom sa vedľa jej vzorca umiestni šípka smerujúca nadol a ak sa počas reakcie uvoľní plynná látka, vedľa jej vzorca sa umiestni šípka smerujúca nahor.
Prepíšme túto rovnicu, zobrazujúcu silné elektrolyty vo forme iónov a reakcie opúšťajúce guľu ako molekuly:
Takto sme zapísali úplnú iónovú rovnicu reakcie.
Ak vylúčime identické ióny z oboch strán rovnice, teda tie, ktoré sa nezúčastňujú reakcie v ľavej a pravej rovnici), dostaneme skrátenú rovnicu iónovej reakcie: 
Skrátené iónové rovnice sú teda rovnice vo všeobecnej forme, ktoré charakterizujú podstatu chemickej reakcie, ukazujú, ktoré ióny reagujú a aká látka v dôsledku toho vzniká.
Reakcie iónovej výmeny prebiehajú úplne v prípadoch, keď sa tvorí buď zrazenina alebo mierne disociujúca látka, ako je voda. Pri pridávaní nadbytku roztoku kyseliny dusičnej do roztoku hydroxidu sodného sfarbeného do karmínovej farby s fenolftaleínom sa roztok zafarbí, čo bude slúžiť ako signál pre chemickú reakciu: 
Ukazuje, že interakcia silnej kyseliny a zásady sa redukuje na interakciu H+ iónov a OH - iónov, v dôsledku čoho vzniká nízkodisociačná látka - voda.
Táto reakcia medzi silnou kyselinou a zásadou sa nazýva neutralizačná reakcia. Toto je špeciálny prípad výmennej reakcie.
Takáto výmenná reakcia môže prebiehať nielen medzi kyselinami a zásadami, ale aj medzi kyselinami a nerozpustnými zásadami. Napríklad, ak získate modrú zrazeninu nerozpustného hydroxidu meďnatého (II) reakciou síranu meďnatého s alkáliou:
a potom rozdeľte výslednú zrazeninu na tri časti a pridajte roztok kyseliny sírovej k zrazenine v prvej skúmavke, roztok kyseliny chlorovodíkovej k zrazenine v druhej skúmavke a roztok kyseliny dusičnej k zrazenine v skúmavke. tretej skúmavky, potom sa zrazenina rozpustí vo všetkých troch skúmavkách. To bude znamenať, že vo všetkých prípadoch prebehla chemická reakcia, ktorej podstata sa odráža pomocou rovnakej iónovej rovnice.
Pre overenie si zapíšte molekulové, úplné a skrátené iónové rovnice daných reakcií.
Uvažujme iónové reakcie, ktoré sa vyskytujú pri tvorbe plynu. Nalejte 2 ml roztokov uhličitanu sodného a uhličitanu draselného do dvoch skúmaviek. Potom do prvého nalejte roztok kyseliny chlorovodíkovej a do druhého kyselinu dusičnú. V oboch prípadoch zaznamenáme charakteristické „varenie“ v dôsledku uvoľneného oxidu uhličitého. Zapíšme si reakčné rovnice pre prvý prípad: 
Reakcie vyskytujúce sa v roztokoch elektrolytov sú opísané pomocou iónových rovníc. Tieto reakcie sa nazývali iónomeničové reakcie, pretože v roztokoch si elektrolyty vymieňajú svoje ióny. Možno teda vyvodiť dva závery.
1. Reakcie vo vodných roztokoch elektrolytov sú reakcie medzi iónmi, a preto sú znázornené vo forme iónových rovníc.
Sú jednoduchšie ako molekulárne a majú všeobecnejší charakter.
2. Iónomeničové reakcie v roztokoch elektrolytov prebiehajú prakticky nevratne len vtedy, ak je výsledkom tvorba zrazeniny, plynu alebo slabo disociujúcej látky.
7. Komplexné spojenia
