Ponieważ elektrolity w roztworze mają postać jonów, reakcje między roztworami soli, zasad i kwasów są reakcjami między jonami, tj. reakcje jonowe. Część jonów biorących udział w reakcji prowadzi do powstania nowych substancji (substancje słabo dysocjujące, opady, gazy, woda), natomiast inne jony obecne w roztworze nie wytwarzają nowych substancji, lecz pozostają w roztworze. Aby pokazać, które oddziaływanie jonów prowadzi do powstania nowych substancji, sporządza się molekularne, pełne i krótkie równania jonowe.
W równania molekularne Wszystkie substancje prezentowane są w postaci cząsteczek. Uzupełnij równania jonowe pokazać całą listę jonów obecnych w roztworze podczas danej reakcji. Krótkie równania jonowe składają się tylko z tych jonów, których oddziaływanie prowadzi do powstania nowych substancji (substancje słabo dysocjujące, osady, gazy, woda).
Komponując reakcje jonowe, należy pamiętać, że substancje są lekko zdysocjowane (słabe elektrolity), słabo i słabo rozpuszczalne (wytrącone - „ N”, “M”, patrz załącznik, tabela 4) i gazowe są zapisywane w postaci cząsteczek. Silne elektrolity, prawie całkowicie zdysocjowane, występują w postaci jonów. Znak „↓” po wzorze substancji wskazuje, że substancja ta jest usuwana ze sfery reakcyjnej w postaci osadu, a znak „” oznacza, że substancja jest usuwana w postaci gazu.
Procedura tworzenia równań jonowych z wykorzystaniem znanych równań molekularnych Spójrzmy na przykład reakcji pomiędzy roztworami Na2CO3 i HCl.
1. Równanie reakcji zapisano w formie molekularnej:
Na 2 CO 3 + 2HCl → 2 NaCl + H 2 CO 3
2. Równanie zapisuje się w postaci jonowej, przy czym substancje dobrze dysocjujące zapisywane są w postaci jonów, a substancje słabo dysocjujące (w tym woda), gazy lub substancje trudno rozpuszczalne - w postaci cząsteczek. Współczynnik przed wzorem substancji w równaniu molekularnym odnosi się jednakowo do każdego z jonów tworzących substancję, dlatego jest umieszczany przed jonem w równaniu jonowym:
2 Na + + CO 3 2- + 2H + + 2Cl -<=>2Na + + 2Cl - + CO2 + H2O
3. Z obu stron równości wyklucza się (zmniejsza) jony znajdujące się po lewej i prawej stronie:
2Na++ CO32- + 2H + + 2Cl -<=> 2Na+ + 2Cl -+ CO2 + H2O
4. Równanie jonowe zapisuje się w ostatecznej postaci (krótkie równanie jonowe):
2H + + CO 3 2-<=>CO2 + H2O
Jeżeli w trakcie reakcji utworzą się substancje i/lub słabo zdysocjowane, i/lub trudno rozpuszczalne, i/lub gazowe, i/lub woda, a takich związków nie ma w substancjach wyjściowych, to reakcja będzie praktycznie nieodwracalna (→) i dla niego można ułożyć molekularne, pełne i krótkie równanie jonowe. Jeśli takie substancje będą obecne zarówno w odczynnikach, jak i w produktach, wówczas reakcja będzie odwracalna (<=>):
Równanie molekularne: CaCO3 + 2HCl<=>CaCl 2 + H 2 O + CO 2
Pełne równanie jonowe: CaCO3 + 2H + + 2Cl –<=>Ca 2+ + 2Cl – + H 2 O + CO 2
Kiedy mocny kwas zostanie zneutralizowany jakąkolwiek mocną zasadą, na każdy mol powstałej wody wydziela się około ciepła:
Sugeruje to, że reakcje takie sprowadzają się do jednego procesu. Równanie tego procesu otrzymamy, jeśli rozważymy bardziej szczegółowo jedną z podanych reakcji, na przykład pierwszą. Przepiszmy jego równanie, pisząc mocne elektrolity w postaci jonowej, ponieważ występują w roztworze w postaci jonów, oraz słabe elektrolity w postaci molekularnej, ponieważ występują w roztworze głównie w postaci cząsteczek (woda jest bardzo słabym elektrolitem, patrz § 90):
Rozważając otrzymane równanie widzimy, że jony nie uległy zmianom w trakcie reakcji. Dlatego przepiszemy równanie jeszcze raz, eliminując te jony z obu stron równania. Otrzymujemy:
Zatem reakcje zobojętniania dowolnego mocnego kwasu dowolną mocną zasadą sprowadzają się do tego samego procesu - tworzenia cząsteczek wody z jonów wodorowych i jonów wodorotlenkowych. Jest oczywiste, że skutki termiczne tych reakcji muszą być również takie same.
Ściśle rzecz ujmując, reakcja powstawania wody z jonów jest odwracalna, co można wyrazić równaniem
Jednakże, jak zobaczymy poniżej, woda jest bardzo słabym elektrolitem i dysocjuje jedynie w znikomym stopniu. Innymi słowy, równowaga pomiędzy cząsteczkami wody i jonami jest silnie przesunięta w stronę tworzenia cząsteczek. Dlatego w praktyce reakcja zobojętniania mocnego kwasu mocną zasadą postępuje do końca.
Mieszając roztwór dowolnej soli srebra z kwasem solnym lub roztworem którejkolwiek z jego soli, zawsze tworzy się charakterystyczny biały, tandetny osad chlorku srebra:
Takie reakcje również sprowadzają się do jednego procesu. Aby otrzymać jej równanie jonowo-molekularne, przepisujemy np. równanie pierwszej reakcji, zapisując mocne elektrolity, jak w poprzednim przykładzie, w postaci jonowej, a substancję w osadzie w postaci molekularnej:
Jak widać jony nie ulegają zmianom w trakcie reakcji. Dlatego je wykluczamy i ponownie przepisujemy równanie:
Jest to równanie jonowo-molekularne rozważanego procesu.
Tutaj również musimy pamiętać, że osad chlorku srebra znajduje się w równowadze z jonami w roztworze, zatem proces wyrażony ostatnim równaniem jest odwracalny:
Jednak ze względu na małą rozpuszczalność chlorku srebra równowaga ta jest bardzo mocno przesunięta w prawo. Dlatego możemy założyć, że reakcja tworzenia się z jonów jest prawie zakończona.
Tworzenie się osadu będzie zawsze obserwowane, gdy w jednym roztworze występują znaczne stężenia jonów. Dlatego za pomocą jonów srebra można wykryć obecność jonów w roztworze i odwrotnie, za pomocą jonów chlorkowych - obecność jonów srebra; Jon może służyć jako reagent dla jonu, a jon może służyć jako reagent dla jonu.
W przyszłości będziemy powszechnie stosować jonowo-molekularną formę pisania równań reakcji z udziałem elektrolitów.
Aby sporządzić równania jonowo-molekularne, trzeba wiedzieć, które sole są rozpuszczalne w wodzie, a które praktycznie nierozpuszczalne. Ogólną charakterystykę rozpuszczalności najważniejszych soli w wodzie podano w tabeli. 15.
Tabela 15. Rozpuszczalność najważniejszych soli w wodzie
Równania jonowo-molekularne pomagają zrozumieć charakterystykę reakcji między elektrolitami. Rozważmy jako przykład kilka reakcji zachodzących z udziałem słabych kwasów i zasad.
Jak już wspomniano, neutralizacji dowolnego mocnego kwasu dowolną mocną zasadą towarzyszy ten sam efekt termiczny, ponieważ sprowadza się do tego samego procesu - tworzenia cząsteczek wody z jonów wodorowych i jonów wodorotlenkowych.
Jednakże podczas neutralizacji mocnego kwasu słabą zasadą lub słabego kwasu mocną lub słabą zasadą efekty termiczne są inne. Napiszmy równania jonowo-molekularne dla takich reakcji.
Neutralizacja słabego kwasu (kwas octowy) mocną zasadą (wodorotlenek sodu):
Tutaj mocnymi elektrolitami są wodorotlenek sodu i powstała sól, a słabymi elektrolitami kwas i woda:
Jak widać, zmianom w trakcie reakcji nie ulegają jedynie jony sodu. Dlatego równanie jonowo-molekularne ma postać:
Neutralizacja mocnego kwasu (azotu) słabą zasadą (wodorotlenkiem amonu):
Tutaj musimy zapisać kwas i powstałą sól w postaci jonów oraz wodorotlenek amonu i wodę w postaci cząsteczek:
Jony nie ulegają zmianom. Pomijając je, otrzymujemy równanie jonowo-molekularne:
Neutralizacja słabego kwasu (kwasu octowego) słabą zasadą (wodorotlenkiem amonu):
W tej reakcji wszystkie substancje z wyjątkiem tych, które powstają, są słabymi elektrolitami. Dlatego jonowo-molekularna postać równania wygląda następująco:
Porównując ze sobą otrzymane równania jonowo-molekularne, widzimy, że wszystkie są różne. Dlatego jasne jest, że ciepło rozważanych reakcji jest również różne.
Jak już wskazano, reakcje zobojętniania mocnych kwasów mocnymi zasadami, podczas których jony wodorowe i jony wodorotlenkowe łączą się, tworząc cząsteczkę wody, dobiegają niemal do końca. Reakcje neutralizacji, w których co najmniej jedną z substancji wyjściowych jest słaby elektrolit i w których cząsteczki słabo powiązanych substancji występują nie tylko po prawej, ale także po lewej stronie równania jonowo-molekularnego, nie dochodzą do końca .
Osiągają stan równowagi, w którym sól współistnieje z kwasem i zasadą, z których powstała. Dlatego bardziej poprawne jest zapisanie równań takich reakcji jako reakcji odwracalnych.
