Keďže elektrolyty v roztoku sú vo forme iónov, reakcie medzi roztokmi solí, zásad a kyselín sú reakciami medzi iónmi, t.j. iónové reakcie. Niektoré ióny zúčastňujúce sa reakcie vedú k tvorbe nových látok (látky s nízkou disociáciou, zrážanie, plyny, voda), zatiaľ čo iné ióny prítomné v roztoku nevytvárajú nové látky, ale zostávajú v roztoku. Aby sa ukázalo, ktorá interakcia iónov vedie k tvorbe nových látok, sú zostavené molekulárne, úplné a krátke iónové rovnice.
IN molekulové rovnice Všetky látky sú prezentované vo forme molekúl. Kompletné iónové rovnice zobraziť celý zoznam iónov prítomných v roztoku počas danej reakcie. Stručné iónové rovnice sú zložené len z tých iónov, ktorých interakcia vedie k tvorbe nových látok (nízko disociujúce látky, sedimenty, plyny, voda).
Pri zostavovaní iónových reakcií treba pamätať na to, že látky sú mierne disociované (slabé elektrolyty), mierne a zle rozpustné (precipitované - “ N”, “M“, pozri prílohu, tabuľka 4) a plynné sa píšu vo forme molekúl. Silné elektrolyty, takmer úplne disociované, sú vo forme iónov. Znak „↓“ za vzorcom látky znamená, že táto látka sa odstráni z reakčnej gule vo forme zrazeniny a znak „“ znamená, že sa látka odstráni vo forme plynu.
Postup pri zostavovaní iónových rovníc pomocou známych molekulových rovníc Pozrime sa na príklad reakcie medzi roztokmi Na 2 CO 3 a HCl.
1. Reakčná rovnica je napísaná v molekulárnej forme:
Na2C03 + 2HCl -> 2NaCl + H2C03
2. Rovnica je prepísaná do iónovej formy, pričom dobre disociujúce látky sú napísané vo forme iónov a slabo disociujúce látky (vrátane vody), plyny alebo ťažko rozpustné látky - vo forme molekúl. Koeficient pred vzorcom látky v molekulovej rovnici platí rovnako pre každý z iónov tvoriacich látku, a preto je v iónovej rovnici umiestnený pred iónom:
2 Na + + CO3 2- + 2H + + 2Cl -<=>2Na+ + 2Cl - + C02 + H20
3. Z oboch strán rovnosti sú vylúčené (redukované) ióny nachádzajúce sa na ľavej a pravej strane:
2Na++ C032- + 2H++ 2Cl -<=> 2Na+ + 2Cl -+ CO2 + H20
4. Iónová rovnica je napísaná v jej konečnej podobe (krátka iónová rovnica):
2H++ CO3 2-<=>C02 + H20
Ak sa počas reakcie vytvoria a/alebo slabo disociované a/alebo ťažko rozpustné a/alebo plynné látky a/alebo voda a takéto zlúčeniny vo východiskových látkach chýbajú, potom bude reakcia prakticky nevratná (→) a pre ňu je možné zostaviť molekulárnu, úplnú a stručnú iónovú rovnicu. Ak sú takéto látky prítomné v činidlách aj v produktoch, reakcia bude reverzibilná (<=>):
Molekulárna rovnica: CaC03 + 2HCl<=>CaCl2 + H20 + C02
Kompletná iónová rovnica: CaC03 + 2H + + 2Cl –<=>Ca2+ + 2Cl – + H20 + CO2
Keď je akákoľvek silná kyselina neutralizovaná akoukoľvek silnou zásadou, na každý mól vytvorenej vody sa uvoľní približne teplo:
To naznačuje, že takéto reakcie sú zredukované na jeden proces. Rovnicu pre tento proces získame, ak podrobnejšie zvážime jednu z uvedených reakcií, napríklad prvú. Prepíšme jej rovnicu, napíšme silné elektrolyty v iónovej forme, keďže existujú v roztoku vo forme iónov, a slabé elektrolyty v molekulárnej forme, keďže sú v roztoku hlavne vo forme molekúl (voda je veľmi slabý elektrolyt, viď. § 90):
Vzhľadom na výslednú rovnicu vidíme, že ióny počas reakcie neprešli zmenami. Preto rovnicu znova prepíšeme, pričom tieto ióny odstránime z oboch strán rovnice. Dostaneme:
Reakcie neutralizácie akejkoľvek silnej kyseliny s akoukoľvek silnou zásadou teda vedú k rovnakému procesu - tvorbe molekúl vody z vodíkových iónov a hydroxidových iónov. Je jasné, že tepelné účinky týchto reakcií musia byť tiež rovnaké.
Presne povedané, reakcia tvorby vody z iónov je reverzibilná, čo možno vyjadriť rovnicou
Ako však uvidíme nižšie, voda je veľmi slabý elektrolyt a disociuje sa len v zanedbateľnej miere. Inými slovami, rovnováha medzi molekulami vody a iónmi je silne posunutá smerom k tvorbe molekúl. Preto v praxi reakcia neutralizácie silnej kyseliny so silnou zásadou prebieha až do konca.
Pri zmiešaní roztoku akejkoľvek striebornej soli s kyselinou chlorovodíkovou alebo s roztokom ktorejkoľvek z jej solí sa vždy vytvorí charakteristická biela syrová zrazenina chloridu strieborného:
Takéto reakcie tiež súvisia s jedným procesom. Aby sme získali jej iónovo-molekulárnu rovnicu, prepíšeme napríklad rovnicu prvej reakcie, pričom silné elektrolyty napíšeme ako v predchádzajúcom príklade v iónovej forme a látku v sedimente v molekulárnej forme:
Ako je možné vidieť, ióny počas reakcie nepodliehajú zmenám. Preto ich vylúčime a rovnicu znova prepíšeme:
Toto je iónovo-molekulárna rovnica uvažovaného procesu.
Tu musíme mať na pamäti aj to, že zrazenina chloridu strieborného je v rovnováhe s iónmi v roztoku, takže proces vyjadrený poslednou rovnicou je reverzibilný:
V dôsledku nízkej rozpustnosti chloridu strieborného je však táto rovnováha veľmi silne posunutá doprava. Preto môžeme predpokladať, že reakcia tvorby iónov je takmer dokončená.
Tvorba zrazeniny bude pozorovaná vždy, keď sú v jednom roztoku významné koncentrácie a iónov. Preto pomocou strieborných iónov je možné zistiť prítomnosť iónov v roztoku a naopak pomocou chloridových iónov - prítomnosť strieborných iónov; Ión môže slúžiť ako reaktant na ióne a ión môže slúžiť ako reaktant na ióne.
V budúcnosti budeme široko používať iónovo-molekulárnu formu písania rovníc pre reakcie zahŕňajúce elektrolyty.
Na zostavenie iónovo-molekulárnych rovníc potrebujete vedieť, ktoré soli sú rozpustné vo vode a ktoré sú prakticky nerozpustné. Všeobecné charakteristiky rozpustnosti najdôležitejších solí vo vode sú uvedené v tabuľke. 15.
Tabuľka 15. Rozpustnosť najdôležitejších solí vo vode
Iónovo-molekulárne rovnice pomáhajú pochopiť charakteristiky reakcií medzi elektrolytmi. Uvažujme ako príklad niekoľko reakcií, ktoré sa vyskytujú za účasti slabých kyselín a zásad.
Ako už bolo spomenuté, neutralizácia akejkoľvek silnej kyseliny akoukoľvek silnou zásadou je sprevádzaná rovnakým tepelným účinkom, pretože ide o rovnaký proces - tvorbu molekúl vody z vodíkových iónov a hydroxidových iónov.
Avšak pri neutralizácii silnej kyseliny so slabou zásadou alebo slabej kyseliny so silnou alebo slabou zásadou sú tepelné účinky odlišné. Napíšme iónovo-molekulárne rovnice pre takéto reakcie.
Neutralizácia slabej kyseliny (kyseliny octovej) silnou zásadou (hydroxid sodný):
Tu sú silné elektrolyty hydroxid sodný a výsledná soľ a slabé elektrolyty sú kyselina a voda:
Ako je možné vidieť, iba sodné ióny nepodliehajú zmenám počas reakcie. Preto má iónovo-molekulárna rovnica tvar:
Neutralizácia silnej kyseliny (dusíka) slabou zásadou (hydroxid amónny):
Tu musíme napísať kyselinu a výslednú soľ vo forme iónov a hydroxid amónny a vodu vo forme molekúl:
Ióny nepodliehajú zmenám. Ak ich vynecháme, dostaneme iónovo-molekulárnu rovnicu:
Neutralizácia slabej kyseliny (kyseliny octovej) slabou zásadou (hydroxid amónny):
Pri tejto reakcii sú všetky látky okrem tých, ktoré sa tvoria, slabé elektrolyty. Preto iónovo-molekulárny tvar rovnice vyzerá takto:
Pri vzájomnom porovnaní získaných iónovo-molekulárnych rovníc vidíme, že sú všetky odlišné. Preto je zrejmé, že teploty uvažovaných reakcií sú tiež odlišné.
Ako už bolo naznačené, reakcie neutralizácie silných kyselín silnými zásadami, pri ktorých sa vodíkové ióny a hydroxidové ióny spájajú za vzniku molekuly vody, prebiehajú takmer do konca. Neutralizačné reakcie, v ktorých je aspoň jedna z východiskových látok slabým elektrolytom a v ktorých sú molekuly slabo asociovaných látok prítomné nielen na pravej, ale aj na ľavej strane iónovo-molekulárnej rovnice, nedokončujú .
Dosahujú rovnovážny stav, v ktorom soľ koexistuje s kyselinou a zásadou, z ktorých vznikla. Preto je správnejšie písať rovnice takýchto reakcií ako vratné reakcie.
