Napišite ionsko molekularno enačbo. Sestavljanje enačb za reakcije ionske izmenjave

Navodila

Razmislite o primeru tvorbe težko topne spojine.

Na2SO4 + BaCl2 = BaSO4 + 2NaCl

Ali ionska različica:

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

Pri reševanju ionskih enačb je treba upoštevati naslednja pravila:

Identični ioni iz obeh delov so izključeni;

Ne smemo pozabiti, da mora biti vsota električnih nabojev na levi strani enačbe enaka vsoti električnih nabojev na desni strani enačbe.

Napišite ionske enačbe za interakcijo med vodnimi raztopinami naslednjih snovi: a) HCl in NaOH; b) AgNO3 in NaCl; c) K2CO3 in H2SO4; d) CH3COOH in NaOH.

rešitev. Zapišite enačbe medsebojnega delovanja teh snovi v molekularni obliki:

a) HCl + NaOH = NaCl + H2O

b) AgNO3 + NaCl = AgCl + NaNO3

c) K2CO3 + H2SO4 = K2SO4 + CO2 + H2O

d) CH3COOH + NaOH = CH3COONa + H2O

Upoštevajte, da je medsebojno delovanje teh snovi možno, ker je rezultat vezava ionov s tvorbo šibke (H2O) ali težko topne snovi (AgCl) ali plina (CO2).

Z izključitvijo enakih ionov z leve in desne strani enakosti (v primeru možnosti a) - ioni in , v primeru b) - natrijevi ioni in -ioni, v primeru c) - kalijevi ioni in sulfatni ioni), d) - natrijeve ione, dobite rešitev teh ionskih enačb:

a) H+ + OH- = H2O

b) Ag+ + Cl- = AgCl

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

d) CH3COOH + OH- = CH3COO- + H2O

Nemalokrat se pri samostojnem in preizkusnem delu pojavljajo naloge, ki vključujejo reševanje reakcijskih enačb. Vendar brez nekaj znanja, veščin in sposobnosti, tudi najpreprostejša kemikalija enačbe ne piši.

Navodila

Najprej morate preučiti osnovne organske in anorganske spojine. V skrajnem primeru imate lahko pred seboj primerno goljufalico, ki vam lahko pomaga med nalogo. Po usposabljanju bodo potrebna znanja in veščine še vedno shranjene v vašem spominu.

Osnovni material je obloga, kakor tudi metode za pridobivanje posamezne spojine. Običajno so predstavljeni v obliki splošnih diagramov, na primer: 1. + baza = sol + voda
2. kislinski oksid + baza = sol + voda
3. bazični oksid + kislina = sol + voda
4. kovina + (razredčena) kislina = sol + vodik
5. topna sol + topna sol = netopna sol + topna sol
6. topna sol + = netopna baza + topna sol
Pred očmi imate tabelo topnosti soli in, kot tudi goljufije, se lahko odločite zanje enačbe reakcije. Pomembno je le imeti popoln seznam takih shem, pa tudi informacije o formulah in imenih različnih razredov organskih in anorganskih spojin.

Ko je enačba končana, je potrebno preveriti pravilnost črkovanja kemijskih formul. Kisline, soli in baze enostavno preverimo s tabelo topnosti, ki prikazuje naboje kislih ostankov in kovinskih ionov. Pomembno je vedeti, da mora biti vsak na splošno električno nevtralen, to pomeni, da mora število pozitivnih nabojev sovpadati s številom negativnih. V tem primeru je treba upoštevati indekse, ki se pomnožijo z ustreznimi stroški.

Če je bila ta stopnja opravljena in ste prepričani v pravilnost črkovanja enačbe kemična reakcije, potem lahko zdaj varno nastavite koeficiente. Kemijska enačba je predstavljena z običajnim zapisom reakcije uporabo kemijskih simbolov, indeksov in koeficientov. Na tej stopnji naloge se morate držati pravil: Koeficient je postavljen pred kemijsko formulo in velja za vse elemente, ki sestavljajo snov.
Indeks je postavljen za kemijskim elementom nekoliko nižje in se nanaša le na kemijski element levo od njega.
Če je skupina (na primer kislinski ostanek ali hidroksilna skupina) v oklepaju, potem morate razumeti, da sta dva sosednja indeksa (pred in za oklepajem) pomnožena.
Pri štetju atomov kemijskega elementa se koeficient pomnoži (ne sešteje!) z indeksom.

Nato se izračuna količina vsakega kemičnega elementa, tako da skupno število elementov, vključenih v izhodne snovi, sovpada s številom atomov, vključenih v spojine, ki nastanejo v produktih. reakcije. Z analizo in uporabo zgornjih pravil se lahko naučite reševati enačbe reakcije, vključene v verige snovi.

Uravnotežite celotno molekularno enačbo. Pred pisanjem ionske enačbe je treba prvotno molekularno enačbo uravnotežiti. Da bi to naredili, je treba pred spojine postaviti ustrezne koeficiente, tako da je število atomov posameznega elementa na levi strani enako njihovemu številu na desni strani enačbe.

• Na obeh straneh enačbe zapišite število atomov vsakega elementa.
• Dodajte koeficiente pred elemente (razen kisika in vodika), tako da bo število atomov vsakega elementa na levi in ​​desni strani enačbe enako.
• Uravnotežite vodikove atome.
• Uravnotežite atome kisika.
• Preštejte število atomov vsakega elementa na obeh straneh enačbe in se prepričajte, da je enako.
• Na primer, po uravnoteženju enačbe Cr + NiCl 2 --> CrCl 3 + Ni dobimo 2Cr + 3NiCl 2 --> 2CrCl 3 + 3Ni.

Ugotovite, v kakšnem stanju je posamezna snov, ki sodeluje v reakciji. To je pogosto mogoče oceniti po pogojih problema. Obstajajo določena pravila, ki pomagajo določiti, v kakšnem stanju je element ali povezava.

Ugotovite, katere spojine v raztopini disociirajo (ločijo na katione in anione). Med disociacijo spojina razpade na pozitivno (kation) in negativno (anion) komponento. Te komponente bodo nato vstopile v ionsko enačbo kemijske reakcije.

Izračunajte naboj vsakega disociiranega iona. Ne pozabite, da kovine tvorijo pozitivno nabite katione, atomi nekovin pa se spremenijo v negativne anione. Določite naboje elementov s pomočjo periodnega sistema. Prav tako je potrebno uravnotežiti vse naboje v nevtralnih spojinah.

Prepišite enačbo tako, da bodo vse topne spojine ločene na posamezne ione. Vse, kar disociira ali ionizira (na primer močne kisline), se bo razdelilo na dva ločena iona. V tem primeru bo snov ostala v raztopljenem stanju ( rr). Preverite, ali je enačba uravnotežena.

• Trdne snovi, tekočine, plini, šibke kisline in ionske spojine z nizko topnostjo ne bodo spremenile svojega stanja in se ne bodo ločile na ione. Pustite jih takšne, kot so.
• Molekularne spojine bodo preprosto dispergirale v raztopino in njihovo stanje se bo spremenilo v raztopljeno ( rr). Obstajajo tri molekularne spojine, ki ne bo šel v stanje ( rr), to je CH 4( G), C 3 H 8 ( G) in C8H18( in) .
• Za obravnavano reakcijo bo popolna ionska enačba zapisana v naslednji obliki: 2Cr ( TV) + 3Ni 2+ ( rr) + 6Cl - ( rr) --> 2Cr 3+ ( rr) + 6Cl - ( rr) + 3Ni ( TV) . Če klor ni del spojine, razpade na posamezne atome, zato smo število Cl ionov pomnožili s 6 na obeh straneh enačbe.

Združite iste ione na levi in ​​desni strani enačbe. Prečrtate lahko le tiste ione, ki so popolnoma enaki na obeh straneh enačbe (imajo enake naboje, indekse itd.). Prepišite enačbo brez teh ionov.

• V našem primeru obe strani enačbe vsebujeta 6 Cl - ionov, ki jih lahko prečrtamo. Tako dobimo kratko ionsko enačbo: 2Cr ( TV) + 3Ni 2+ ( rr) --> 2Cr 3+ ( rr) + 3Ni ( TV) .
• Preverite rezultat. Skupna naboja na levi in ​​desni strani ionske enačbe morata biti enaka.

Ko so raztopljene v vodi, nimajo vse snovi sposobnosti prevajanja električnega toka. Te spojine, voda rešitve ki so sposobni prevajati električni tok imenujemo elektroliti. Elektroliti prevajajo tok zaradi tako imenovane ionske prevodnosti, ki jo imajo številne spojine z ionsko strukturo (soli, kisline, baze). Obstajajo snovi, ki imajo visoko polarne vezi, vendar so v raztopini podvržene nepopolni ionizaciji (na primer živosrebrov klorid II) - to so šibki elektroliti. Mnoge organske spojine (ogljikovi hidrati, alkoholi), raztopljene v vodi, ne razpadejo na ione, ampak ohranijo svojo molekularno strukturo. Takšne snovi ne prevajajo električnega toka in se imenujejo neelektroliti.

Tu je nekaj načel, ki jih je mogoče uporabiti za določitev, ali je določena spojina močan ali šibek elektrolit:

1. kisline . Najpogostejše močne kisline so HCl, HBr, HI, HNO 3, H 2 SO 4, HClO 4. Skoraj vse druge kisline so šibki elektroliti.
2. Razlogi. Najpogostejše močne baze so hidroksidi alkalijskih in zemeljskoalkalijskih kovin (razen Be). Šibek elektrolit – NH3.
3. Sol. Večina običajnih soli, ionskih spojin, so močni elektroliti. Izjema so predvsem soli težkih kovin.

Teorija elektrolitske disociacije

Elektroliti, tako močni kot šibki in celo zelo razredčeni, ne ubogajo Raoultov zakon In . Zaradi zmožnosti električnega prevoda bosta parni tlak topila in tališče raztopin elektrolitov nižja, vrelišče pa višje v primerjavi s podobnimi vrednostmi čistega topila. Leta 1887 je S. Arrhenius, ki je preučeval ta odstopanja, prišel do teorije elektrolitske disociacije.

Elektrolitska disociacija nakazuje, da se molekule elektrolitov v raztopini razgradijo na pozitivno in negativno nabite ione, ki se imenujejo kationi oziroma anioni.

Teorija postavlja naslednje postulate:

1. V raztopinah elektroliti razpadejo na ione, tj. ločiti. Bolj ko je raztopina elektrolita razredčena, večja je njena stopnja disociacije.
2. Disociacija je reverzibilen in ravnotežen pojav.
3. Molekule topila medsebojno delujejo neskončno šibko (tj. raztopine so blizu idealnim).

Različni elektroliti imajo različne stopnje disociacije, ki niso odvisne le od narave samega elektrolita, temveč tudi od narave topila, pa tudi od koncentracije elektrolita in temperature.

Stopnja disociacije α , kaže, koliko molekul n razpadlo na ione, v primerjavi s skupnim številom raztopljenih molekul n:

α = n/n

V odsotnosti disociacije α = 0, s popolno disociacijo elektrolita α = 1.

Z vidika stopnje disociacije delimo elektrolite po jakosti na močne (α > 0,7), srednje močne (0,3 > α > 0,7), šibke (α< 0,3).

Natančneje, za proces disociacije elektrolitov je značilno disociacijska konstanta, neodvisno od koncentracije raztopine. Če si predstavljamo proces disociacije elektrolitov v splošni obliki:

A a B b ↔ aA — + bB +

K = a b /

Za šibki elektroliti koncentracija vsakega iona je enaka zmnožku α s celotno koncentracijo elektrolita C, zato lahko izraz za disociacijsko konstanto transformiramo:

K = α 2 C/(1-α)

Za razredčene raztopine(1-α) =1, torej

K = α2C

Od tod ga ni težko najti stopnja disociacije

Ionsko-molekularne enačbe

Razmislite o primeru nevtralizacije močne kisline z močno bazo, na primer:

HCl + NaOH = NaCl + HOH

Postopek je predstavljen kot molekularna enačba. Znano je, da so tako izhodne snovi kot reakcijski produkti v raztopini popolnoma ionizirani. Zato predstavimo proces v obliki popolna ionska enačba:

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

Po »zmanjšanju« enakih ionov na levi in ​​desni strani enačbe dobimo skrajšana ionska enačba:

H + + OH - = HOH

Vidimo, da se proces nevtralizacije zmanjša na kombinacijo H + in OH - in nastanek vode.

Pri sestavljanju ionskih enačb je treba upoštevati, da so samo močni elektroliti zapisani v ionski obliki. Šibki elektroliti, trdne snovi in ​​plini so zapisani v njihovi molekulski obliki.

Postopek nanašanja se zmanjša na interakcijo samo Ag + in I - ter nastanek v vodi netopnega AgI.

Da ugotovimo, ali se snov, ki nas zanima, lahko raztopi v vodi, moramo uporabiti tabelo netopnosti.

Oglejmo si tretjo vrsto reakcije, katere posledica je nastanek hlapne spojine. To so reakcije, ki vključujejo karbonate, sulfite ali sulfide s kislinami. na primer

Pri mešanju nekaterih raztopin ionskih spojin lahko na primer ne pride do interakcij med njimi

Torej, če povzamemo, ugotavljamo, da kemične transformacije opaziti, ko je izpolnjen eden od naslednjih pogojev:

• Nastajanje neelektrolitov. Voda lahko deluje kot neelektrolit.
• Nastajanje usedlin.
• Sprostitev plina.
• Tvorba šibkega elektrolita na primer ocetna kislina.
• Prenos enega ali več elektronov. To se uresniči v redoks reakcijah.
• Nastanek ali zlom enega ali več.

kategorije,

Kemijske lastnosti kislin in baz.

Kemijske lastnosti BAZ:

1. Vpliv na indikatorje: lakmus - modra, metil oranžna - rumena, fenolftalein - škrlatna,
2. Baza + kislina = soli + voda Opomba: do reakcije ne pride, če sta kislina in alkalija šibki. NaOH + HCl = NaCl + H2O
3. Alkalijski + kisli ali amfoterni oksid = soli + voda
2NaOH + SiO2 = Na2SiO3 + H2O
4. Alkalije + soli = (nova) baza + (nova) sol Opomba: izhodne snovi morajo biti v raztopini in vsaj 1 od reakcijskih produktov se mora rahlo oboriti ali raztopiti. Ba(OH)2 + Na2SO4 = BaSO4+ 2NaOH
5. Šibke baze pri segrevanju razpadejo: Cu(OH)2+Q=CuO + H2O
6. Pri normalnih pogojih je nemogoče dobiti hidrokside srebra in živega srebra, namesto tega se pojavita voda in ustrezen oksid: AgNO3 + 2NaOH(p) = NaNO3+Ag2O+H2O;

Kemijske lastnosti KISLIN:
Interakcija s kovinskimi oksidi za tvorbo soli in vode:
CaO + 2HCl (razredčen) = CaCl2 + H2O
Interakcija z amfoternimi oksidi za tvorbo soli in vode:
ZnO+2HNO3=ZnNO32+H2O
Interakcija z alkalijami za tvorbo soli in vode (reakcija nevtralizacije):
NaOH + HCl (razredčen) = NaCl + H2O
Reakcija z netopnimi bazami, da nastane sol in voda, če je nastala sol topna:
CuOH2+H2SO4=CuSO4+2H2O
Medsebojno delovanje s solmi, če pride do padavin ali sproščanja plina:
Močne kisline izpodrinejo šibkejše iz njihovih soli:
K3PO4+3HCl=3KCl+H3PO4
Na2CO3 + 2HCl (razb.) = 2NaCl + CO2 + H2O
Kovine v nizu aktivnosti, preden vodik izpodrine iz kislinske raztopine (razen dušikove kisline HNO3 katere koli koncentracije in koncentrirane žveplove kisline H2SO4), če je nastala sol topna:
Mg + 2HCl (razt.) = MgCl2 + H2
Z dušikovo kislino in koncentrirano žveplovo kislino reakcija poteka drugače:
Mg + 2H2SO4 = MgSO4 + 2H2O + SO4
Za organske kisline je značilna reakcija esterifikacije (reakcija z alkoholi, da nastane ester in voda):
CH3COOH + C2H5OH = CH3COOC2H5 + H2O

Nomenklatura in kemijske lastnosti soli.

Kemijske lastnosti SOLI
Določajo jih lastnosti kationov in anionov, vključenih v njihovo sestavo.

Soli medsebojno delujejo s kislinami in bazami, če reakcija povzroči produkt, ki zapusti reakcijsko sfero (oborina, plin, rahlo disociirajoče snovi, na primer voda):
BaCl2(trdno) + H2SO4(konc.) = BaSO4↓ + 2HCl
NaHCO3 + HCl (razredčen) = NaCl + CO2 + H2O
Na2SiO3 + 2HCl (razredčen) = SiO2↓ + 2NaCl + H2O
Soli medsebojno delujejo s kovinami, če je prosta kovina levo od kovine v soli v elektrokemični seriji aktivnosti kovin:
Cu+HgCl2=CuCl2+Hg
Soli medsebojno delujejo, če reakcijski produkt zapusti reakcijsko kroglo; vključno s temi reakcijami, lahko poteka s spremembo oksidacijskih stanj atomov reaktantov:
CaCl2 + Na2CO3 = CaCO3↓ + 2NaCl
NaCl(razb.) + AgNO3 = NaNO3 +AgCl↓
3Na2SO3 + 4H2SO4(razd.) + K2Cr2O7 = 3Na2SO4 + Cr2(SO4)3 + 4H2O + K2SO4
Nekatere soli pri segrevanju razpadejo:
CuCO3=CuO+CO2
NH4NO3 = N2O + 2H2O
NH4NO2 = N2 + 2H2O

Kompleksne spojine: nomenklatura, sestava in kemijske lastnosti.

Reakcije ionske izmenjave, ki vključujejo padavine in pline.

Molekularne in molekularno-ionske enačbe.

To so reakcije, ki potekajo v raztopinah med ioni. Njihovo bistvo je izraženo z ionskimi enačbami, ki so zapisane na naslednji način:
močne elektrolite zapišemo v obliki ionov, šibke elektrolite, pline, oborine (trdne snovi) pa v obliki molekul, ne glede na to ali so na levi ali desni strani enačbe.

1. AgNO 3 + HCl = AgCl↓ + HNO 3 – molekulska enačba;
Ag + + NO 3 – + H + + Cl – = AgCl↓ + H + + NO 3 – – ionska enačba.

Če se identični ioni na obeh straneh enačbe izničijo, je nastala skrajšana ali skrajšana ionska enačba:

Ag + + Cl – = AgCl↓.

CaCO 3 ↓ + 2H + + 2Cl – = Ca 2+ + Cl – + CO 2 + H 2 O,
CaCO 3 ↓ + 2H + = Ca 2+ + CO 2 + H 2 O.

4. CH 3 COOH + NH 4 OH = CH 3 COONH 4 + H 2 O,
CH 3 COOH + NH 4 OH = CH 3 COO – + NH 4 + + H 2 O,
CH 3 COOH in NH 4 OH sta šibka elektrolita.

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

Reakcije v raztopinah elektrolitov potekajo skoraj do konca v smeri tvorbe padavin, plinov in šibkih elektrolitov.

4.2) Molekularna enačba je pogosta enačba, ki jo pogosto uporabljamo pri pouku.
Na primer: NaOH+HCl -> NaCl+H2O
CuO+H2SO4 -> CuSO4+H2O
H2SO4+2KOH -> K2SO4+2H2O itd.
Ionska enačba.
Nekatere snovi se raztopijo v vodi in tvorijo ione. Te snovi lahko zapišemo z uporabo ionov. In tiste, ki so rahlo topne ali težko topne pustimo v prvotni obliki. To je ionska enačba.
Na primer: 1) CaCl2+Na2CO3 -> NaCl+CaCO3 molekularna enačba
Ca+2Cl+2Na+CO3 -> Na+Cl+CaCO3-ionska enačba
Cl in Na sta ostala enaka, kot sta bila pred reakcijo, t.i. pri tem niso sodelovali. In jih je mogoče odstraniti z desne in leve strani enačbe. Potem se izkaže:
Ca+CO3 -> CaCO3
2) NaOH+HCl -> NaCl+H2O-molekulska enačba
Na+OH+H+Cl -> Na+Cl+H2O ionska enačba
Na in Cl sta ostala enaka, kot sta bila pred reakcijo, t.i. pri tem niso sodelovali. In jih je mogoče odstraniti z desne in leve strani enačbe. Potem deluje?
OH+H -> H2O

V raztopinah elektrolitov potekajo reakcije med hidratiranimi ioni, zato jih imenujemo ionske reakcije. V njihovi smeri sta pomembni narava in moč kemične vezi v produktih reakcije. Značilno je, da izmenjava v raztopinah elektrolitov povzroči nastanek spojine z močnejšo kemično vezjo. Tako bo pri interakciji raztopin soli barijevega klorida BaCl 2 in kalijevega sulfata K 2 SO 4 mešanica vsebovala štiri vrste hidriranih ionov Ba 2 + (H 2 O) n, Cl - (H 2 O) m, K + ( H 2 O) p, SO 2 -4 (H 2 O) q, med katerimi bo potekala reakcija po enačbi:

BaCl 2 +K 2 SO 4 =BaSO 4 +2КCl

Barijev sulfat se bo oboril v obliki oborine, v kristalih katere je kemična vez med ioni Ba 2+ in SO 2-4 močnejša od vezi z molekulami vode, ki jih hidrirajo. Povezava med ioni K+ in Cl - le malo presega vsoto njunih hidratacijskih energij, zato trčenje teh ionov ne bo povzročilo nastanka oborine.

Zato lahko potegnemo naslednji zaključek. Med interakcijo takih ionov se pojavijo izmenjevalne reakcije, katerih vezavna energija v reakcijskem produktu je veliko večja od vsote njihovih hidratacijskih energij.

Reakcije ionske izmenjave opisujejo ionske enačbe. Težko topne, hlapne in rahlo disociirane spojine zapišemo v molekulski obliki. Če med interakcijo raztopin elektrolitov ne nastane nobena od navedenih vrst spojin, to pomeni, da do reakcije praktično ne pride.

Tvorba težko topnih spojin

Na primer, interakcija med natrijevim karbonatom in barijevim kloridom v obliki molekularne enačbe bo zapisana na naslednji način:

Na 2 CO 3 + BaCl 2 = BaCO 3 + 2NaCl ali v obliki:

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

Reagirala sta le iona Ba 2+ in CO -2, stanje preostalih ionov se ni spremenilo, zato bo kratka ionska enačba v obliki:

CO 2- 3 +Ba 2+ =BaCO 3

Tvorba hlapljivih snovi

Molekularna enačba za interakcijo kalcijevega karbonata in klorovodikove kisline bo zapisana takole:

CaCO3 +2HCl=CaCl2 +H2O+CO2

Eden od reakcijskih produktov - ogljikov dioksid CO 2 - se je sprostil iz reakcijske krogle v obliki plina. Razširjena ionska enačba je:

CaCO 3 +2H + +2Cl - = Ca 2+ +2Cl - +H 2 O+CO 2

Rezultat reakcije je opisan z naslednjo kratko ionsko enačbo:

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

Tvorba rahlo disociirane spojine

Primer takšne reakcije je katera koli reakcija nevtralizacije, ki povzroči nastanek vode, rahlo disociirane spojine:

NaOH+HCl=NaCl+H2O

Na + +OH-+H + +Cl - = Na + +Cl - +H 2 O

OH-+H+=H2O

Iz kratke ionske enačbe sledi, da se proces izraža v interakciji H+ in OH- ionov.

Vse tri vrste reakcij potekajo nepovratno do konca.

Če združite raztopine na primer natrijevega klorida in kalcijevega nitrata, potem, kot kaže ionska enačba, ne bo prišlo do nobene reakcije, ker ne nastane oborina, plin ali nizko disociacijska spojina:

S tabelo topnosti ugotovimo, da so AgNO 3, KCl, KNO 3 topne spojine, AgCl je netopna snov.

Sestavimo ionsko enačbo reakcije ob upoštevanju topnosti spojin:

Kratka ionska enačba razkrije bistvo kemične transformacije, ki poteka. Vidimo, da so v reakciji dejansko sodelovali le ioni Ag+ in Cl -. Preostali ioni so ostali nespremenjeni.

Primer 2. Sestavite molekulsko in ionsko enačbo za reakcijo med: a) železovim (III) kloridom in kalijevim hidroksidom; b) kalijev sulfat in cinkov jodid.

a) Sestavimo molekulsko enačbo za reakcijo med FeCl 3 in KOH:

S tabelo topnosti ugotovimo, da je od nastalih spojin netopen samo železov hidroksid Fe(OH) 3. Sestavimo ionsko enačbo reakcije:

Ionska enačba kaže, da koeficienti 3 v molekularni enačbi enako veljajo za ione. To je splošno pravilo za pisanje ionskih enačb. Predstavimo reakcijsko enačbo v kratki ionski obliki:

Ta enačba kaže, da so v reakciji sodelovali samo ioni Fe3+ in OH-.

b) Ustvarimo molekularno enačbo za drugo reakcijo:

K 2 SO 4 + ZnI 2 = 2KI + ZnSO 4

Iz tabele topnosti sledi, da sta izhodna in nastala spojina topni, zato je reakcija reverzibilna in se ne zaključi. Tukaj dejansko ne nastane oborina, plinasta spojina ali rahlo disociirana spojina. Ustvarimo popolno ionsko enačbo za reakcijo:

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

Primer 3. Z uporabo ionske enačbe: Cu 2+ +S 2- -= CuS sestavite molekulsko enačbo za reakcijo.

Ionska enačba kaže, da morajo biti na levi strani enačbe molekule spojin, ki vsebujejo ione Cu 2+ in S 2-. Te snovi morajo biti topne v vodi.

Glede na tabelo topnosti bomo izbrali dve topni spojini, ki vključujeta kation Cu 2+ in anion S 2-. Ustvarimo molekularno enačbo za reakcijo med temi spojinami:

CuSO 4 +Na 2 S CuS+Na 2 SO 4