Scrieți o ecuație moleculară ionică. Întocmirea ecuațiilor pentru reacțiile de schimb ionic

Instrucţiuni

Luați în considerare un exemplu de formare a unui compus puțin solubil.

Na2SO4 + BaCl2 = BaS04 + 2NaCl

Sau o versiune ionică:

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

La rezolvarea ecuațiilor ionice, trebuie respectate următoarele reguli:

Ionii identici din ambele părți sunt excluși;

Trebuie amintit că suma sarcinilor electrice din partea stângă a ecuației trebuie să fie egală cu suma sarcinilor electrice din partea dreaptă a ecuației.

Scrieți ecuații ionice pentru interacțiunea dintre soluțiile apoase ale următoarelor substanțe: a) HCl și NaOH; b) AgNO3 şi NaCl; c) K2CO3 şi H2SO4; d) CH3COOH și NaOH.

Soluţie. Scrieți ecuațiile de interacțiune ale acestor substanțe sub formă moleculară:

a) HCl + NaOH = NaCl + H2O

b) AgNO3 + NaCl = AgCl + NaNO3

c) K2CO3 + H2SO4 = K2SO4 + CO2 + H2O

d) CH3COOH + NaOH = CH3COONa + H2O

Rețineți că interacțiunea acestor substanțe este posibilă, deoarece rezultatul este legarea ionilor cu formarea fie de substanță slabă (H2O), fie puțin solubilă (AgCl), fie de gaz (CO2).

Prin excluderea ionilor identici din partea stângă și dreaptă a egalității (în cazul opțiunii a) - ioni și, în cazul b) - ioni și -ioni de sodiu, în cazul c) - ioni de potasiu și ioni de sulfat), d) - ioni de sodiu, puteți rezolva aceste ecuații ionice:

a) H+ + OH- = H2O

b) Ag+ + Cl- = AgCl

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

d) CH3COOH + OH- = CH3COO- + H2O

Destul de des în munca independentă și de testare există sarcini care implică rezolvarea ecuațiilor de reacție. Cu toate acestea, fără anumite cunoștințe, abilități și abilități, chiar și cea mai simplă substanță chimică ecuații nu scrie.

Instrucţiuni

În primul rând, trebuie să studiați compușii organici și anorganici de bază. Ca ultimă soluție, puteți avea în fața dvs. o foaie de cheat corespunzătoare care vă poate ajuta în timpul sarcinii. După antrenament, cunoștințele și abilitățile necesare vor fi încă stocate în memoria ta.

Materialul de bază este acoperirea, precum și metodele de obținere a fiecărui compus. Ele sunt de obicei prezentate sub formă de diagrame generale, de exemplu: 1. + bază = sare + apă
2. oxid acid + bază = sare + apă
3. oxid bazic + acid = sare + apă
4. metal + acid (diluat) = sare + hidrogen
5. sare solubilă + sare solubilă = sare insolubilă + sare solubilă
6. sare solubilă + = bază insolubilă + sare solubilă
Având în fața ochilor tăi un tabel de solubilitate a sării și, precum și foile de înșelăciune, poți decide asupra lor ecuații reactii. Este important doar să aveți o listă completă a unor astfel de scheme, precum și informații despre formulele și denumirile diferitelor clase de compuși organici și anorganici.

După ce ecuația în sine este finalizată, este necesar să se verifice corectitudinea ortografiei formulelor chimice. Acizii, sărurile și bazele sunt ușor de verificat folosind tabelul de solubilitate, care arată încărcăturile reziduurilor acide și ale ionilor metalici. Este important să ne amintim că oricare trebuie să fie în general neutru din punct de vedere electric, adică numărul de sarcini pozitive trebuie să coincidă cu numărul celor negative. În acest caz, este necesar să se țină cont de indici, care sunt înmulțiți cu taxele corespunzătoare.

Dacă această etapă a fost trecută și ai încredere în corectitudinea ortografiei ecuații chimic reactii, atunci acum puteți seta în siguranță coeficienții. Ecuația chimică este reprezentată prin notația convențională reactii folosind simboluri chimice, indici și coeficienți. În această etapă a sarcinii, trebuie să respectați regulile: coeficientul este plasat în fața formulei chimice și se aplică tuturor elementelor care alcătuiesc substanța.
Indicele este plasat după elementul chimic puțin mai jos și se referă doar la elementul chimic din stânga acestuia.
Dacă o grupă (de exemplu, un reziduu acid sau o grupare hidroxil) este între paranteze, atunci trebuie să înțelegeți că doi indici adiacenți (înainte și după paranteză) sunt înmulțiți.
Când se numără atomii unui element chimic, coeficientul este înmulțit (nu se adaugă!) cu indicele.

În continuare, se calculează cantitatea fiecărui element chimic astfel încât numărul total de elemente incluse în substanțele inițiale să coincidă cu numărul de atomi incluși în compușii formați în produse. reactii. Analizând și aplicând regulile de mai sus, poți învăța să rezolvi ecuații reacţii incluse în lanţuri de substanţe.

Echilibrează ecuația moleculară completă.Înainte de a scrie ecuația ionică, ecuația moleculară originală trebuie echilibrată. Pentru a face acest lucru, este necesar să plasați coeficienții corespunzători în fața compușilor, astfel încât numărul de atomi ai fiecărui element din partea stângă să fie egal cu numărul lor din partea dreaptă a ecuației.

• Scrieți numărul de atomi ai fiecărui element de pe ambele părți ale ecuației.
• Adăugați coeficienți în fața elementelor (cu excepția oxigenului și hidrogenului), astfel încât numărul de atomi ai fiecărui element din partea stângă și dreaptă a ecuației să fie același.
• Echilibrează atomii de hidrogen.
• Echilibrează atomii de oxigen.
• Numărați numărul de atomi ai fiecărui element de pe ambele părți ale ecuației și asigurați-vă că este același.
• De exemplu, după echilibrarea ecuației Cr + NiCl 2 --> CrCl 3 + Ni, obținem 2Cr + 3NiCl 2 --> 2CrCl 3 + 3Ni.

Determinați starea fiecărei substanțe care participă la reacție. Acest lucru poate fi adesea judecat după condițiile problemei. Există anumite reguli care ajută la determinarea stării în care se află un element sau o conexiune.

Determinați ce compuși se disociază (se separă în cationi și anioni) în soluție. La disociere, un compus se descompune în componente pozitive (cation) și negative (anion). Aceste componente vor intra apoi în ecuația ionică a reacției chimice.

Calculați sarcina fiecărui ion disociat. Amintiți-vă că metalele formează cationi încărcați pozitiv, iar atomii nemetalici se transformă în anioni negativi. Determinați sarcinile elementelor folosind tabelul periodic. De asemenea, este necesar să echilibrați toate sarcinile în compuși neutri.

Rescrieți ecuația astfel încât toți compușii solubili să fie separați în ioni individuali. Orice lucru care disociază sau ionizează (cum ar fi acizii puternici) se va împărți în doi ioni separați. În acest caz, substanța va rămâne în stare dizolvată ( rr). Verificați dacă ecuația este echilibrată.

• Solidele, lichidele, gazele, acizii slabi și compușii ionici cu solubilitate scăzută nu își vor schimba starea și nu se vor separa în ioni. Lasă-le așa cum sunt.
• Compușii moleculari se vor dispersa pur și simplu în soluție și starea lor se va schimba în dizolvată ( rr). Există trei compuși moleculari care Nu va intra în stare ( rr), acesta este CH 4( G), C3H8 ( G) și C8H18( şi) .
• Pentru reacția luată în considerare, ecuația ionică completă se va scrie sub următoarea formă: 2Cr ( televizor) + 3Ni 2+ ( rr) + 6Cl - ( rr) --> 2Cr 3+ ( rr) + 6Cl - ( rr) + 3Ni ( televizor). Dacă clorul nu face parte din compus, se descompune în atomi individuali, așa că am înmulțit numărul de ioni de Cl cu 6 pe ambele părți ale ecuației.

Combinați aceiași ioni în partea stângă și dreaptă a ecuației. Puteți tăia doar acei ioni care sunt complet identici de ambele părți ale ecuației (au aceleași sarcini, indice etc.). Rescrie ecuația fără acești ioni.

• În exemplul nostru, ambele părți ale ecuației conțin 6 ioni Cl -, care pot fi tăiați. Astfel, obținem o scurtă ecuație ionică: 2Cr ( televizor) + 3Ni 2+ ( rr) --> 2Cr 3+ ( rr) + 3Ni ( televizor) .
• Verificați rezultatul. Sarcinile totale de pe părțile din stânga și din dreapta ale ecuației ionice trebuie să fie egale.

Când sunt dizolvate în apă, nu toate substanțele au capacitatea de a conduce curentul electric. Compușii aceia, apă solutii care sunt capabile să conducă curentul electric se numesc electroliti. Electroliții conduc curentul datorită așa-numitei conductivitati ionice, pe care o dețin mulți compuși cu structură ionică (săruri, acizi, baze). Există substanțe care au legături foarte polare, dar în soluție suferă ionizare incompletă (de exemplu, clorură de mercur II) - aceștia sunt electroliți slabi. Mulți compuși organici (carbohidrați, alcooli) dizolvați în apă nu se dezintegrează în ioni, dar își păstrează structura moleculară. Astfel de substanțe nu conduc curentul electric și sunt numite neelectroliţi.

Iată câteva principii care pot fi utilizate pentru a determina dacă un anumit compus este un electrolit puternic sau slab:

1. Acizi . Cei mai comuni acizi tari includ HCl, HBr, HI, HNO3, H2SO4, HClO4. Aproape toți ceilalți acizi sunt electroliți slabi.
2. Motive. Cele mai comune baze tari sunt hidroxizii metalelor alcaline și alcalino-pământoase (excluzând Be). Electrolit slab - NH3.
3. Sare. Cele mai comune săruri, compușii ionici, sunt electroliți puternici. Excepție fac în principal sărurile metalelor grele.

Teoria disocierii electrolitice

Electroliții, atât puternici, cât și slabi și chiar foarte diluați, nu se supun legea lui RaoultȘi . Având capacitatea de a conduce electric, presiunea de vapori a solventului și punctul de topire al soluțiilor de electroliți vor fi mai mici, iar punctul de fierbere va fi mai mare în comparație cu valori similare ale unui solvent pur. În 1887, S. Arrhenius, studiind aceste abateri, a ajuns la crearea teoriei disocierii electrolitice.

Disocierea electrolitică sugerează că moleculele de electroliți în soluție se descompun în ioni încărcați pozitiv și negativ, care sunt numiți cationi și, respectiv, anioni.

Teoria propune următoarele postulate:

1. În soluții, electroliții se descompun în ioni, adică. disocia. Cu cât soluția de electrolit este mai diluată, cu atât gradul ei de disociere este mai mare.
2. Disocierea este un fenomen reversibil și de echilibru.
3. Moleculele de solvent interacționează infinit slab (adică soluțiile sunt aproape de ideale).

Diferiți electroliți au grade diferite de disociere, care depinde nu numai de natura electrolitului în sine, ci de natura solventului, precum și de concentrația electrolitului și de temperatură.

Gradul de disociere α , arată câte molecule n dezintegrat în ioni, comparativ cu numărul total de molecule dizolvate N:

α = n/N

În absența disocierii α = 0, cu disocierea completă a electrolitului α = 1.

Din punct de vedere al gradului de disociere, în funcție de forță, electroliții se împart în puternici (α > 0,7), rezistență medie (0,3 > α > 0,7), slabi (α< 0,3).

Mai precis, procesul de disociere a electroliților este caracterizat de constanta de disociere, independent de concentrația soluției. Dacă ne imaginăm procesul de disociere a electroliților în formă generală:

A a B b ↔ aA — + bB +

K = a b /

Pentru electroliți slabi concentrația fiecărui ion este egală cu produsul lui α cu concentrația totală a electrolitului C, astfel încât expresia constantei de disociere poate fi transformată:

K = α 2 C/(1-α)

Pentru soluții diluate(1-α) =1, atunci

K = α2C

Nu este greu de găsit de aici gradul de disociere

Ecuații ionico-moleculare

Luați în considerare un exemplu de neutralizare a unui acid puternic cu o bază puternică, de exemplu:

HCl + NaOH = NaCI + HOH

Procesul este prezentat ca ecuație moleculară. Se știe că atât materiile prime, cât și produsele de reacție în soluție sunt complet ionizate. Prin urmare, să reprezentăm procesul în formă ecuație ionică completă:

H + + CI - + Na + + OH - = Na + + CI - + HOH

După „reducerea” ionilor identici din partea stângă și dreaptă a ecuației, obținem ecuație ionică prescurtată:

H + + OH - = HOH

Vedem că procesul de neutralizare se reduce la combinația de H + și OH - și formarea apei.

Când se compun ecuații ionice, trebuie amintit că numai electroliții puternici sunt scrisi în formă ionică. Electroliții slabi, solidele și gazele sunt scrise în forma lor moleculară.

Procesul de depunere se reduce la interacțiunea numai a Ag + și I - și formarea de AgI insolubil în apă.

Pentru a afla dacă substanța care ne interesează se poate dizolva în apă, trebuie să folosim tabelul de insolubilitate.

Să luăm în considerare al treilea tip de reacție, care are ca rezultat formarea unui compus volatil. Acestea sunt reacții care implică carbonați, sulfiți sau sulfuri cu acizi. De exemplu,

Când se amestecă unele soluții de compuși ionici, interacțiunile între ei pot să nu apară, de exemplu

Deci, pentru a rezuma, observăm că transformări chimice observate atunci când este îndeplinită una dintre următoarele condiții:

• Formarea non-electroliților. Apa poate acționa ca un non-electrolit.
• Formarea sedimentului.
• Eliberare de gaz.
• Formarea unui electrolit slab de exemplu acid acetic.
• Transferul unuia sau mai multor electroni. Acest lucru se realizează în reacțiile redox.
• Formarea sau ruperea unuia sau mai multor.

categorii,

Proprietățile chimice ale acizilor și bazelor.

Proprietățile chimice ale BAZELOR:

1. Efect asupra indicatorilor: turnesol - albastru, metil portocaliu - galben, fenolftaleină - purpuriu,
2. Bază + acid = Săruri + apă Notă: reacția nu are loc dacă atât acidul cât și alcaliul sunt slabe. NaOH + HCI = NaCI + H2O
3. Alcali + oxid acid sau amfoter = săruri + apă
2NaOH + SiO2 = Na2SiO3 + H2O
4. Alcali + săruri = bază (nouă) + sare (nouă) notă: substanțele inițiale trebuie să fie în soluție, iar cel puțin 1 dintre produsele de reacție trebuie să precipite sau să se dizolve ușor. Ba(OH)2 + Na2SO4 = BaS04+ 2NaOH
5. Bazele slabe se descompun la încălzire: Cu(OH)2+Q=CuO + H2O
6.În condiții normale, este imposibil să se obțină hidroxizi de argint și mercur, în reacție apar apă și oxidul corespunzător: AgNO3 + 2NaOH(p) = NaNO3+Ag2O+H2O;

Proprietățile chimice ale ACIZILOR:
Interacțiunea cu oxizii metalici pentru a forma sare și apă:
CaO + 2HCI (diluat) = CaCl2 + H2O
Interacțiunea cu oxizii amfoteri pentru a forma sare și apă:
ZnO+2HNO3=ZnNO32+H2O
Interacțiunea cu alcalii pentru a forma sare și apă (reacție de neutralizare):
NaOH + HCI (diluat) = NaCI + H2O
Reacția cu baze insolubile pentru a forma sare și apă, dacă sarea rezultată este solubilă:
CuOH2+H2SO4=CuSO4+2H2O
Interacțiunea cu sărurile, dacă se produce precipitații sau se eliberează gaz:
Acizii puternici îi înlocuiesc pe cei mai slabi din sărurile lor:
K3PO4+3HCI=3KCI+H3PO4
Na2CO3 + 2HCl (diluat) = 2NaCl + CO2 + H2O
Metalele care se află în seria de activitate înainte ca hidrogenul să îl înlocuiască din soluția acidă (cu excepția acidului azotic HNO3 de orice concentrație și a acidului sulfuric concentrat H2SO4), dacă sarea rezultată este solubilă:
Mg + 2HCI(dil.) = MgCI2 + H2
Cu acid azotic și acizi sulfuric concentrați reacția se desfășoară diferit:
Mg + 2H2SO4 = MgS04 + 2H2O + SO4
Acizii organici sunt caracterizați printr-o reacție de esterificare (reacție cu alcooli pentru a forma un ester și apă):
CH3COOH + C2H5OH = CH3COOC2H5 + H2O

Nomenclatura și proprietățile chimice ale sărurilor.

Proprietățile chimice ale sării
Ele sunt determinate de proprietățile cationilor și anionilor incluși în compoziția lor.

Sărurile interacționează cu acizii și bazele dacă reacția are ca rezultat un produs care părăsește sfera de reacție (precipitat, gaz, substanțe ușor disociante, de exemplu, apă):
BaCl2(solid) + H2SO4(conc.) = BaSO4↓ + 2HCl
NaHC03 + HCI (diluat) = NaCI + CO2 + H2O
Na2SiO3 + 2HCl(diluat) = SiO2↓ + 2NaCl + H2O
Sărurile interacționează cu metalele dacă metalul liber se află la stânga metalului în sare în seria electrochimică a activității metalului:
Cu+HgCl2=CuCl2+Hg
Sărurile interacționează între ele dacă produsul de reacție părăsește sfera de reacție; inclusiv aceste reacții pot avea loc cu o modificare a stărilor de oxidare ale atomilor reactanți:
CaCl2 + Na2CO3 = CaCO3↓ + 2NaCl
NaCl(dil.) + AgNO3 = NaNO3 +AgCl↓
3Na2SO3 + 4H2SO4(dil.) + K2Cr2O7 = 3Na2SO4 + Cr2(SO4)3 + 4H2O + K2SO4
Unele săruri se descompun atunci când sunt încălzite:
CuCO3=CuO+CO2
NH4NO3 = N2O + 2H2O
NH4NO2 = N2 + 2H2O

Compuși complecși: nomenclatură, compoziție și proprietăți chimice.

Reacții de schimb de ioni care implică precipitații și gaze.

Ecuații moleculare și molecular-ionice.

Acestea sunt reacții care apar în soluții între ioni. Esența lor este exprimată prin ecuații ionice, care sunt scrise după cum urmează:
electroliții puternici se scriu sub formă de ioni, iar electroliții slabi, gazele, precipitatele (solidele) se scriu sub formă de molecule, indiferent dacă se află în partea stângă sau dreaptă a ecuației.

1. AgNO 3 + HCl = AgCl↓ + HNO 3 – ecuație moleculară;
Ag + + NO 3 – + H + + Cl – = AgCl↓ + H + + NO 3 – – ecuație ionică.

Dacă ionii identici de pe ambele părți ale ecuației sunt anulați, ecuația ionică rezultată scurtată sau prescurtată este:

Ag + + Cl – = AgCl↓.

CaCO 3 ↓ + 2H + + 2Cl – = Ca 2+ + Cl – + CO 2 + H 2 O,
CaCO3↓ + 2H + = Ca2+ + CO2 + H2O.

4. CH3COOH + NH4OH = CH3COONH4 + H2O,
CH 3 COOH + NH 4 OH = CH 3 COO – + NH 4 + + H 2 O,
CH 3 COOH și NH 4 OH sunt electroliți slabi.

5. CH 3 COONH 4 + NaOH = CH 3 COONa + NH 4 OH		NH3
H2O

CH 3 COO – +NH 4 + + Na + + OH – = CH 3 COO – + Na + + NH 3 + H 2 O,
CH 3 COO – + NH 4 + + OH – = CH3COO – + NH 3 + H 2 O.

Reacțiile în soluțiile de electroliți se desfășoară aproape până la capăt spre formarea de precipitații, gaze și electroliți slabi.

4.2) Ecuația moleculară este o ecuație comună pe care o folosim adesea în clasă.
De exemplu: NaOH+HCl -> NaCl+H2O
CuO+H2SO4 -> CuSO4+H2O
H2SO4+2KOH -> K2SO4+2H2O etc.
Ecuația ionică.
Unele substanțe se dizolvă în apă, formând ioni. Aceste substanțe pot fi scrise folosind ioni. Și le lăsăm pe cele care sunt ușor solubile sau greu de dizolvat în forma lor originală. Aceasta este ecuația ionică.
De exemplu: 1) ecuația moleculară CaCl2+Na2CO3 -> NaCl+CaCO3
Ca+2Cl+2Na+CO3 -> ecuația ionului Na+Cl+CaCO3
Cl și Na au rămas aceleași ca înainte de reacție, așa-numita. nu au luat parte la ea. Și pot fi eliminate atât din partea dreaptă, cât și din partea stângă a ecuației. Apoi se dovedește:
Ca+CO3 -> CaCO3
2) NaOH+HCl -> NaCl+H2O-ecuația moleculară
Na+OH+H+Cl -> ecuația ionică Na+Cl+H2O
Na și Cl au rămas aceleași ca înainte de reacție, așa-numita. nu au luat parte la ea. Și pot fi eliminate atât din partea dreaptă, cât și din partea stângă a ecuației. Atunci funcționează?
OH+H -> H2O

În soluțiile de electroliți, reacțiile apar între ionii hidratați, motiv pentru care se numesc reacții ionice. În direcția lor, natura și rezistența legăturii chimice din produsele de reacție sunt importante. De obicei, schimbul în soluții de electroliți are ca rezultat formarea unui compus cu o legătură chimică mai puternică. Astfel, atunci când soluțiile de săruri de clorură de bariu BaCl 2 și sulfat de potasiu K 2 SO 4 interacționează, amestecul va conține patru tipuri de ioni hidratați Ba 2 + (H 2 O)n, Cl - (H 2 O)m, K + ( H 2 O) p, SO 2 -4 (H 2 O)q, între care se va produce reacția conform ecuației:

BaCl2 +K2SO4 =BaS04 +2KCl

Sulfatul de bariu va precipita în cristalele cărora legătura chimică dintre ionii Ba 2+ și SO 2- 4 este mai puternică decât legătura cu moleculele de apă care îi hidratează. Legătura dintre ionii K+ și Cl - depășește doar puțin suma energiilor lor de hidratare, astfel încât ciocnirea acestor ioni nu va duce la formarea unui precipitat.

Prin urmare, putem trage următoarea concluzie. Reacțiile de schimb apar în timpul interacțiunii unor astfel de ioni, energia de legare între care în produsul de reacție este mult mai mare decât suma energiilor lor de hidratare.

Reacțiile de schimb ionic sunt descrise prin ecuații ionice. Compușii puțin solubili, volatili și ușor disociați sunt scriși în formă moleculară. Dacă, în timpul interacțiunii soluțiilor de electroliți, nu se formează niciunul dintre tipurile indicate de compuși, aceasta înseamnă că practic nu are loc nicio reacție.

Formarea de compuși puțin solubili

De exemplu, interacțiunea dintre carbonatul de sodiu și clorura de bariu sub forma unei ecuații moleculare va fi scrisă după cum urmează:

Na 2 CO 3 + BaCl 2 = BaCO 3 + 2NaCl sau sub forma:

2Na + +CO 2- 3 +Ba 2+ +2Сl - = BaCO 3 + 2Na + +2Сl -

Doar ionii Ba 2+ și CO -2 au reacționat, starea ionilor rămași nu s-a schimbat, astfel încât ecuația ionică scurtă va lua forma:

CO2-3 +Ba2+ =BaCO3

Formarea Substanțelor Volatile

Ecuația moleculară pentru interacțiunea carbonatului de calciu și acidului clorhidric se va scrie după cum urmează:

CaC03+2HCI=CaCI2+H2O+CO2

Unul dintre produșii de reacție - dioxid de carbon CO 2 - a fost eliberat din sfera de reacție sub formă de gaz. Ecuația ionică extinsă este:

CaCO3 +2H + +2Cl - = Ca2+ +2Cl - +H2O+CO2

Rezultatul reacției este descris de următoarea ecuație ionică scurtă:

CaC03 +2H + =Ca2+ +H2O+CO2

Formarea unui compus ușor disociat

Un exemplu de astfel de reacție este orice reacție de neutralizare, care are ca rezultat formarea apei, un compus ușor disociat:

NaOH+HCI=NaCI+H20

Na + +OH-+H + +Cl - = Na + +CI - +H2O

OH-+H+=H2O

Din ecuația ionică scurtă rezultă că procesul este exprimat în interacțiunea ionilor H+ și OH-.

Toate cele trei tipuri de reacții se desfășoară ireversibil până la finalizare.

Dacă combinați soluții de, de exemplu, clorură de sodiu și azotat de calciu, atunci, după cum arată ecuația ionică, nu va avea loc nicio reacție, deoarece nu se formează nici un precipitat, nici un gaz sau un compus cu disociere scăzută:

Folosind tabelul de solubilitate, stabilim că AgNO 3, KCl, KNO 3 sunt compuși solubili, AgCl este o substanță insolubilă.

Creăm o ecuație ionică pentru reacție ținând cont de solubilitatea compușilor:

O scurtă ecuație ionică dezvăluie esența transformării chimice care are loc. Se poate observa că doar ionii Ag+ și Cl - au luat parte efectiv la reacție. Ionii rămași au rămas neschimbați.

Exemplul 2. Alcătuiți o ecuație moleculară și ionică pentru reacția dintre: a) clorură de fier (III) și hidroxid de potasiu; b) sulfat de potasiu și iodură de zinc.

a) Compunem ecuația moleculară pentru reacția dintre FeCl 3 și KOH:

Folosind tabelul de solubilitate, stabilim că dintre compușii rezultați, numai hidroxidul de fier Fe(OH) 3 este insolubil. Compunem ecuația ionică a reacției:

Ecuația ionică arată că coeficienții lui 3 din ecuația moleculară se aplică în mod egal ionilor. Aceasta este o regulă generală pentru scrierea ecuațiilor ionice. Să reprezentăm ecuația reacției în formă ionică scurtă:

Această ecuație arată că numai ionii Fe3+ și OH- au luat parte la reacție.

b) Să creăm o ecuație moleculară pentru a doua reacție:

K2SO4 + ZnI2 = 2KI + ZnSO4

Din tabelul de solubilitate rezultă că compușii inițiali și rezultați sunt solubili, prin urmare reacția este reversibilă și nu ajunge la final. Într-adevăr, aici nu se formează nici un precipitat, nici un compus gazos sau un compus ușor disociat. Să creăm o ecuație ionică completă pentru reacție:

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

Exemplul 3. Folosind ecuația ionică: Cu 2+ +S 2- -= CuS, creați o ecuație moleculară pentru reacție.

Ecuația ionică arată că în partea stângă a ecuației trebuie să existe molecule de compuși care conțin ioni Cu 2+ și S 2-. Aceste substanțe trebuie să fie solubile în apă.

Conform tabelului de solubilitate, vom selecta doi compuși solubili, care includ cationul Cu 2+ și anionul S 2-. Să creăm o ecuație moleculară pentru reacția dintre acești compuși:

CuS04+Na2S CuS+Na2SO4