Полные уравнения реакций. Растворы электролитов
Большинство химических реакций протекает в растворах. Растворы электролитов содержат ионы, поэтому реакции и растворах электролитов фактически сводятся к реакциям между ионами.
Реакции между ионами называют ионными реакциями, а уравнения таких реакций - ионными уравнениями.
При составлении ионных уравнении следует руководствоваться тем, что формулы веществ малодиссоциирующих, нерастворимых и газообразных записываются в молекулярном виде.
Белое вещество выпадает в осадок, то рядом с его формулой ставят стрелку, направленную вниз, а если в ходе реакции выделяется газообразное вещество, то рядом с его формулой ставят стрелку, направленную вверх.
Перепишем это уравнение, изобразив сильные электролиты в виде ионов, а уходящие из сферы реакции - в виде молекул:
Мы записали, таким образом, полное ионное уравнение реакции.
Если исключить из обеих частей равенства одинаковые ионы, то есть не участвующие в реакции в левой и правой часто уравнения), то получим сокращенное ионное уравнение реакции:
Таким образом, сокращенные ионные уравнения представляют собой уравнения в общем виде, которые характеризуют сущность химической реакции показывают, какие ионы реагируют и какое вещество образуется в результате.
Реакции ионного обмена протекают до конца в тех случаях, когда образуется или осадок, или малодиссоциирующее вещество, например вода. Беля к раствору гидроксида натрия, окрашенного фенолфталеином в малиновый цвет, прилить избыток раствора азотной кислоты, то раствор обесцветится, что послужит сигналом протекания химической реакции:
Оно показывает, что взаимодействие сильной кислоты и щелочи сводится к взаимодействию ионов Н+ и ионов ОН -, в результате которого образуется малодиссоцвирующее вещество - вода.
Указанная реакция взаимодействия сильной кислоты со щелочью называется реакцией нейтрализации. Это частный случай реакции обмена.
Подобная реакция обмена может протекать не только между кислотами и щелочами, но и между кислотами и нерастворимыми основаниями. Например, если получить голубой осадок нерастворимого гидроксида меди (II) взаимодействием сульфата меди II со щелочью:
а затем поделить полученный осадок на три части и прилить к осадку в первой пробирке раствор серной кислоты, к осадку во второй пробирке раствор соляной кислоты, а к осадку в третьей пробирке раствор азотной кислоты, то во всех трех пробирках осадок растворится. Это будет означать, что во всех случаях прошла химическая реакция, суть которой и отражена с помощью одного и того же ионного уравнения.
Чтобы в этом убедиться, запишите молекулярные, полные и сокращенные ионные уравнения приведенных реакций.
Рассмотрим ионные реакции, которые протекают с образованием газа. В две пробирки нальем по 2 мл растворов карбоната натрия и карбоната калия. Затем в первую прильем раствор соляной, а во вторую - азотной кислоты. В обоих случаях мы заметим характерное "вскипание" из-за выделяющегося углекислого газа. Запишем уравнения реакций для первого случая:
Реакции, протекающие в растворах электролитов, эапис каются с помощью ионных уравнений. Эти реакции называл реакциями ионного обмена, так как в растворах электролиты обмениваются своими ионами. Таким образом, можно сделать два вывода.
1. Реакции в водных растворах электролитов являются реакциями между ионами, а потому изображаются в виде ионных уравнений.
Они проще молекулярных и носят более общий характер.
2. Реакции ионного обмена в растворах электролитов практически необратимо протекают только в том случае, если в результате образуется осадок, газ или малодиссоциирующее вещество.
7. Комплексные соединения
>> Химия: Ионные уравнения
Ионные уравнения
Как вам уже известно из предыдущих уроков химии, большая часть химических реакций происходит в растворах. А так как все растворы электролитов включают ионы, то можно говорить о том, что реакции в растворах электролитов сводятся к реакциям между ионами.
Вот такие реакции, которые происходят между ионами, носят название ионных реакций. А ионные уравнения – это, как раз и есть уравнения этих реакций.
Как правило, ионные уравнения реакций получают из молекулярных уравнений, но это происходит при соблюдении таких правил:
Во-первых, формулы слабых электролитов, а также нерастворимых и малорастворимых веществ, газов, оксидов и т.д. в виде ионов не записывают, исключением из этого правила является ион HSO−4, и то в разбавленном виде.
Во-вторых, в виде ионов, как правило, представляют формулы сильных кислот, щелочей, а также растворимых в воде солей. Так же следует отметить, что такая формула, как Са(ОН)2 представлена в виде ионов, в том случае, если используется известковая вода. Если же используется известковое молоко, которое содержит нерастворимые частицы Ca(OH)2, то формула в виде ионов, также не записывается.
При составлении ионных уравнений, как правило, используют полное ионное и сокращенное, то есть краткое ионное уравнения реакции. Если рассматривать ионное уравнение, которое имеет сокращенный вид, то в нем мы не наблюдаем ионов, то есть они отсутствуют обеих частях полного ионного уравнения.
Давайте рассмотрим на примерах, как записываются молекулярные, полные и сокращенные ионные уравнения:
Поэтому следует помнить, что формулы веществ, которые не распадаются, а также нерастворимые и газообразные, при составлении ионных уравнений принято записывать в молекулярном виде.
Также, следует помнить, что в том случае, если вещество выпадает в осадок, то рядом с такой формулой изображают направленную вниз стрелку (↓). Ну, а в том случае, когда в ходе реакции выделяется газообразное вещество, то рядом с формулой должен стоять такой значок, как стрелка направленная вверх ().
Давайте более подробно рассмотрим на примере. Если у нас есть раствор сульфата натрия Na2SO4, и мы к нему добавим раствор хлорида бария ВаСl2 (рис. 132), то увидим, что у нас образовался белый осадок сульфата бария BaSO4.
Посмотрите внимательно на изображение, на котором показано взаимодействие сульфата натрия и хлорида бария:
Теперь давайте запишем молекулярное уравнение реакции:
Ну, а сейчас давайте перепишем это уравнение, где будут изображены сильные электролиты в виде ионов, а реакции, которые уходят из сферы, представлены в виде молекул:
Перед нами записано полное ионное уравнение реакции.
Теперь попробуем убрать из одной м другой части равенства одинаковые ионы, то есть, те ионы, которые не принимают участия в реакции 2Na+ и 2Сl, то у нас получится сокращённое ионное уравнение реакции, которое будет иметь такой вид:
Из этого уравнения мы видим что вся сущность данной реакции сводится к взаимодействию ионов бария Ва2+ и сульфат-ионов
и что в результате образуется осадок BaSO4, даже не зависимо от того, в состав каких электролитов входили эти ионы до реакции.
Как решать ионные уравнения
И напоследок, давайте подведем итоги нашего урока и определим, как же нужно решать ионные уравнения. Мы с вами уже знаем, что все реакции, которые происходят в растворах электролитов между ионами, являются ионными реакциями. Эти реакции принято решать или описывать с помощью ионных уравнений.
Также, следует помнить, что все те соединения, которые относятся к летучим, трудно растворимым или малодиссоциированным, находят решение в молекулярной форме. Также, следует не забывать, что в том случае, когда при взаимодействии растворов электролитов не образуется ни одного из вышеперечисленных видов соединения, то это означает, что реакции практически не протекают.
Правила решения ионных уравнений
Для наглядного примера возьмем такое образование труднорастворимого соединения, как:
Nа2SО4 + ВаСl2 = ВаSО4 + 2NаСl
В ионном виде это выражение будет иметь вид:
2Nа+ +SО42- + Ва2+ + 2Сl- = BаSО4 + 2Nа+ + 2Сl-
Так как мы с вами наблюдаем, что в реакцию вступили лишь ионы бария и сульфат-ионы, а остальные ионы не прореагировали и их состояние осталось прежним. Из этого следует, что мы можем это уравнение упростить и записать в сокращенном виде:
Ва2+ + SО42- = ВаSО4
Теперь вспомним, что нам следует предпринять при решении ионных уравнений:
Во-первых, необходимо исключить из обеих частей уравнения одинаковые ионы;
Во-вторых, не следует забывать о том, что сумма электрических зарядов уравнения должна быть одинаковой, и в его правой части, и также в левой.
Так как электролиты в растворе находятся в виде ионов, то реакции между растворами солей, оснований и кислот – это реакции между ионами, т.е. ионные реакции. Некоторые из ионов, участвуя в реакции, приводят к образованию новых веществ (малодиссоциирующих веществ, осадков, газов, воды), а другие ионы, присутствуя в растворе, не дают новых веществ, но остаются в растворе. Для того, чтобы показать, взаимодействие каких ионов приводит к образованию новых веществ, составляют молекулярные, полные и краткие ионные уравнения.
В молекулярных уравнениях все вещества представлены в виде молекул. Полные ионные уравнения показывают весь перечень ионов имеющихся в растворе при данной реакции. Краткие ионные уравнения составлены лишь теми ионами, взаимодействие между которыми приводит к образованию новых веществ (малодиссоциирующих веществ, осадков, газов, воды).
При составлении ионных реакций следует помнить, что вещества малодиссоциированные (слабые электролиты), мало – и труднорастворимые (выпадающие в осадок – “Н ”, “М ”, см. приложение‚ таблица 4) и газообразные записываются в виде молекул. Сильные электролиты, диссоциированные практически полностью, – в виде ионов. Знак “↓”, стоящий после формулы вещества, указывает на то, что это вещество удаляется из сферы реакции в виде осадка, а знак “”, указывает на удаление вещества в виде газа.
Порядок составления ионных уравнений по известным молекулярным уравнениям рассмотрим на примере реакции между растворами Na 2 CO 3 и HCl.
1. Уравнение реакции записывается в молекулярной форме:
Na 2 CO 3 + 2HCl → 2NaCl + H 2 CO 3
2. Уравнение переписывается в ионной форме, при этом хорошо диссоциирующие вещества записываются в виде ионов, а вещества малодиссоциирующие (в том числе и вода), газы или труднорастворимые – в виде молекул. Коэффициент, стоящий перед формулой вещества в молекулярном уравнении одинаково относится к каждому из ионов, составляющих вещество, и поэтому он выносится в ионном уравнении перед ионом:
2 Na + + CO 3 2- + 2H + + 2Cl - <=> 2Na + + 2Cl - + CO 2 + H 2 O
3. Из обеих частей равенства исключаются (сокращаются) ионы, встречающиеся в левой и правой частях (подчеркнуты соответствующими черточками):
2 Na + + CO 3 2- + 2H + + 2Cl - <=> 2Na + + 2Cl - + CO 2 + H 2 O
4. Ионное уравнение записывается в его окончательном виде (краткое ионоое уравнение):
2H + + CO 3 2- <=> CO 2 + H 2 O
Если в ходе реакции образуются и/или малодиссоциированные, и/или труднорастворимые, и/или газообразные вещества, и/или вода, а в исходных веществах такие соединения отсутствуют‚ то реакция будет практически необратимой (→), и для неё можно составить молекулярное, полное и краткое ионное уравнение. Если такие вещества есть и в реагентах‚ и в продуктах, то реакция будет обратимой (<=>):
Молекулярное уравнение : СаСО 3 + 2HCl <=> CaCl 2 + H 2 O + CO 2
Полное ионное уравнение : СаСО 3 + 2H + + 2Cl – <=> Ca 2+ + 2Cl – + H 2 O + CO 2
Реакции ионного обмена — реакции в водных растворах между электролитами, протекающие без изменений степеней окисления образующих их элементов
Необходимым условием протекания реакции между электролитами (солями, кислотами и основаниями) является образование малодиссоциирующего вещества (вода, слабая кислота, гидроксид аммония), осадка или газа.
Расcмотрим реакцию, в результате которой образуется вода. К таким реакциям относятся все реакции между любой кислотой и любым основанием. Например, взаимодействие азотной кислоты с гидроксидом калия:
HNO 3 + KOH = KNO 3 + H 2 O (1)
Исходные вещества, т.е. азотная кислота и гидроксид калия, а также один из продуктов, а именно нитрат калия, являются сильными электролитами, т.е. в водном растворе они существуют практически только в виде ионов. Образовавшаяся вода относится к слабым электролитам, т.е. практически не распадается на ионы. Таким образом, более точно переписать уравнение выше можно, указав реальное состояние веществ в водном растворе, т.е. в виде ионов:
H + + NO 3 − + K + + OH ‑ = K + + NO 3 − + H 2 O (2)
Как можно заметить из уравнения (2), что до реакции, что после в растворе находятся ионы NO 3 − и K + . Другими словами, по сути, нитрат-ионы и ионы калия никак не участвовали в реакции. Реакция произошла только благодаря объединению частиц H + и OH − в молекулы воды. Таким образом, произведя алгебраически сокращение одинаковых ионов в уравнении (2):
H + + NO 3 − + K + + OH ‑ = K + + NO 3 − + H 2 O
мы получим:
H + + OH ‑ = H 2 O (3)
Уравнения вида (3) называют сокращенными ионными уравнениями , вида (2) — полными ионными уравнениями , а вида (1) — молекулярными уравнениями реакций .
Фактически ионное уравнение реакции максимально отражает ее суть, именно то, благодаря чему становится возможным ее протекание. Следует отметить, что одному сокращенному ионному уравнению могут соответствовать множество различных реакций. Действительно, если взять, к примеру, не азотную кислоту, а соляную, а вместо гидроксида калия использовать, скажем, гидроксид бария, мы имеем следующее молекулярное уравнение реакции:
2HCl+ Ba(OH) 2 = BaCl 2 + 2H 2 O
Соляная кислота, гидроксид бария и хлорид бария являются сильными электролитами, то есть существуют в растворе преимущественно в виде ионов. Вода, как уже обсуждалось выше, – слабый электролит, то есть существует в растворе практически только в виде молекул. Таким образом, полное ионное уравнение данной реакции будет выглядеть следующим образом:
2H + + 2Cl − + Ba 2+ + 2OH − = Ba 2+ + 2Cl − + 2H 2 O
Сократим одинаковые ионы слева и справа и получим:
2H + + 2OH − = 2H 2 O
Разделив и левую и правую часть на 2, получим:
H + + OH − = H 2 O,
Полученное сокращенное ионное уравнение полностью совпадает с сокращенными ионным уравнением взаимодействия азотной кислоты и гидроксида калия.
При составлении ионных уравнений в виде ионов записывают только формулы:
1) сильных кислот (HCl, HBr, HI, H 2 SO 4 , HNO 3 , HClO 4) (список сильных кислот надо выучить!)
2) сильных оснований (гидроксиды щелочных (ЩМ) и щелочно-земельных металлов(ЩЗМ))
3) растворимых солей
В молекулярном виде записывают формулы:
1) Воды H 2 O
2) Слабых кислот (H 2 S, H 2 CO 3 , HF, HCN, CH 3 COOH (и др. практически все органические))
3) Слабых оcнований (NH 4 OH и практически все гидроксиды металлов кроме ЩМ и ЩЗМ
4) Малорастворимых солей (↓) («М» или «Н» в таблице растворимости).
5) Оксидов (и др. веществ, не являющихся электролитами)
Попробуем записать уравнение между гидроксидом железа (III) и серной кислотой. В молекулярном виде уравнение их взаимодействия записывается следующим образом:
2Fe(OH) 3 + 3H 2 SO 4 = Fe 2 (SO 4) 3 + 6H 2 O
Гидроксиду железа (III) соответствует в таблице растворимости обозначение «Н», что говорит нам о его нерастворимости, т.е. в ионном уравнении его надо записывать целиком, т.е. как Fe(OH) 3 . Серная кислота растворима и относится к сильным электролитам, то есть существует в растворе преимущественно в продиссоциированном состоянии. Сульфат железа (III), как и практически все другие соли, относится к сильным электролитам, и, поскольку он растворим в воде, в ионном уравнении его нужно писать в виде ионов. Учитывая все вышесказанное, получаем полное ионное уравнение следующего вида:
2Fe(OH) 3 + 6H + + 3SO 4 2- = 2Fe 3+ + 3SO 4 2- + 6H 2 O
Сократив сульфат-ионы слева и справа, получаем:
2Fe(OH) 3 + 6H + = 2Fe 3+ + 6H 2 O
разделив обе части уравнения на 2 получаем сокращенное ионное уравнение:
Fe(OH) 3 + 3H + = Fe 3+ + 3H 2 O
Теперь давайте рассмотрим реакцию ионного обмена, в результате которой образуется осадок. Например, взаимодействие двух растворимых солей:
Все три соли – карбонат натрия, хлорид кальция, хлорид натрия и карбонат кальция (да-да, и он тоже) – относятся к сильным электролитам и все, кроме карбоната кальция, растворимы в воде, т.е. есть участвуют в данной реакции в виде ионов:
2Na + + CO 3 2- + Ca 2+ + 2Cl − = CaCO 3 ↓+ 2Na + + 2Cl −
Сократив одинаковые ионы слева и справа в данном уравнении, получим сокращенное ионное:
CO 3 2- + Ca 2+ = CaCO 3 ↓
Последнее уравнение отображает причину взаимодействия растворов карбоната натрия и хлорида кальция. Ионы кальция и карбонат-ионы объединяются в нейтральные молекулы карбоната кальция, которые, соединяясь друг с другом, порождают мелкие кристаллы осадка CaCO 3 ионного строения.
Примечание важное для сдачи ЕГЭ по химии Чтобы реакция соли1 с солью2 протекала, помимо базовых требований к протеканиям ионных реакций (газ, осадок или вода в продуктах реакции), на такие реакции накладывается еще одно требование – исходные соли должны быть растворимы. То есть, например, CuS + Fe(NO 3) 2 ≠ FeS + Cu(NO 3) 2 реакция не идет, хотя FeS – потенциально мог бы дать осадок, т.к. нерастворим. Причина того что реакция не идет – нерастворимость одной из исходных солей (CuS). А вот, например, Na 2 CO 3 + CaCl 2 = CaCO 3 ↓+ 2NaCl протекает, так как карбонат кальция нерастворим и исходные соли растворимы. То же самое касается взаимодействия солей с основаниями. Помимо базовых требований к протеканию реакций ионного обмена, для того чтобы соль с основанием реагировали необходима растворимость их обоих. Таким образом: Cu(OH) 2 + Na 2 S – не протекает, т.к. Cu(OH) 2 нерастворим, хотя потенциальный продукт CuS был бы осадком. А вот реакция между NaOH и Cu(NO 3) 2 протекает, так оба исходных вещества растворимы и дают осадок Cu(OH) 2: 2NaOH + Cu(NO 3) 2 = Cu(OH) 2 ↓+ 2NaNO 3 Внимание! Ни в коем случае не распространяйте требование растворимости исходных веществ дальше реакций соль1+ соль2 и соль + основание. Например, с кислотами выполнение этого требования не обязательно. В частности, все растворимые кислоты прекрасно реагируют со всеми карбонатами, в том числе нерастворимыми. Другими словами: 1)Соль1+ соль2 — реакция идет если исходные соли растворимы, а в продуктах есть осадок 2) Соль + гидроксид металла – реакция идет, если в исходные вещества растворимы и в продуктах есть садок или гидроксид аммония. |
Рассмотрим третье условие протекания реакций ионного обмена – образование газа. Строго говоря, только в результате ионного обмена образование газа возможно лишь в редких случаях, например, при образовании газообразного сероводорода:
K 2 S + 2HBr = 2KBr + H 2 S
В большинстве же остальных случаев газ образуется в результате разложения одного из продуктов реакции ионного обмена. Например, нужно точно знать в рамках ЕГЭ, что с образованием газа в виду неустойчивости разлагаются такие продукты, как H 2 CO 3 , NH 4 OH и H 2 SO 3:
H 2 CO 3 = H 2 O + CO 2
NH 4 OH = H 2 O + NH 3
H 2 SO 3 = H 2 O + SO 2
Другими словами, если в результате ионного обмена образуются угольная кислота, гидроксид аммония или сернистая кислота, реакция ионного обмена протекает благодаря образованию газообразного продукта:
Запишем ионные уравнения для всех указанных выше реакций, приводящих к образованию газов. 1) Для реакции:
K 2 S + 2HBr = 2KBr + H 2 S
В ионном виде будут записываться сульфид калия и бромид калия, т.к. являются растворимыми солями, а также бромоводородная кислота, т.к. относится к сильным кислотам. Сероводород же, являясь малорастворимым и плохо диссоциирцющим на ионы газом, запишется в молекулярном виде:
2K + + S 2- + 2H + + 2Br — = 2K + + 2Br — + H 2 S
Сократив одинаковые ионы получаем:
S 2- + 2H + = H 2 S
2) Для уравнения:
Na 2 CO 3 + H 2 SO 4 = Na 2 SO 4 + H 2 O + CO 2
В ионном виде запишутся Na 2 CO 3 , Na 2 SO 4 как хорошо растворимые соли и H 2 SO 4 как сильная кислота. Вода является малодиссоциирующим веществом, а CO 2 и вовсе неэлектролит, поэтому их формулы будут записываться в молекулярном виде:
2Na + + CO 3 2- + 2H + + SO 4 2- = 2Na + + SO 4 2 + H 2 O + CO 2
CO 3 2- + 2H + = H 2 O + CO 2
3) для уравнения:
NH 4 NO 3 + KOH = KNO 3 + H 2 O + NH 3
Молекулы воды и аммиака запишутся целиком, а NH 4 NO 3 , KNO 3 и KOH запишутся в ионном виде, т.к. все нитраты являются хорошо растворимыми солями, а KOH является гидроксидом щелочного металла, т.е. сильным основанием:
NH 4 + + NO 3 − + K + + OH − = K + + NO 3 − + H 2 O + NH 3
NH 4 + + OH − = H 2 O + NH 3
Для уравнения:
Na 2 SO 3 + 2HCl = 2NaCl + H 2 O + SO 2
Полное и сокращенное уравнение будут иметь вид:
2Na + + SO 3 2- + 2H + + 2Cl − = 2Na + + 2Cl − + H 2 O + SO 2
Инструкция
Рассмотрите пример образования труднорастворимого соединения.
Na2SO4 + BaCl2 = BaSO4 + 2NaCl
Или вариант в ионном виде:
2Na+ +SO42- +Ba2++ 2Cl- = BaSO4 + 2Na+ + 2Cl-
При решении ионных уравнений, необходимо соблюдать следующие правила:
Одинаковые ионы из обеих его частей исключаются;
Следует помнить, что сумма электрических зарядов в левой части уравнения должна быть равна сумме электрических зарядов в правой части уравнения.
Написать ионные уравнения взаимодействия между водными растворами следующих веществ: a) HCl и NaOH; б) AgNO3 и NaCl; в) К2СO3 и H2SO4; г) СН3СOOH и NaOH.
Решение. Запишите уравнения взаимодействия указанных веществ в молекулярном виде:
а) HCl + NaOH = NaCl + H2O
б) AgNO3 + NaCl = AgCl + NaNO3
в) K2CO3 + H2SO4 = K2SO4 + CO2 + H2O
г) СН3СOOH + NaOH = CH3COONa + H2O
Отметьте, что взаимодействие этих веществ возможно, ибо в результате происходит связывание ионов с образованием либо слабых (Н2О), либо труднорастворимого вещества (AgCl), либо газа (СO2).
Исключив одинаковые ионы из левых и правых частей равенства (в случае варианта а) – ионы и , в случае б) – ионы натрия и -ионы, в случае в) – ионы калия и сульфат-ионы), г) – ионы натрия, получите решение этих ионных уравнений:
а) H+ + OH- = H2O
б) Ag+ + Cl- = AgCl
в) CO32- + 2H+ = CO2 + H2O
г) СН3СOOH + OH- = CH3COO- + H2O
Довольно часто в самостоятельных и контрольных работах встречаются задания, предполагающие решение уравнений реакций. Однако без некоторых знаний, навыков и умений даже самые простые химические уравнения не написать.
Инструкция
Прежде всего нужно изучить основные органических и неорганических соединений. На крайний случай можно иметь перед собой подходящую шпаргалку, которая сможет помочь во время выполнения задания. После тренировки все равно в памяти отложатся необходимые знания и умения.
Базовым является материал, охватывающий , а также способы получения каждого соединений. Обычно они представлены в виде общих схем, например: 1. + основание = соль + вода
2. кислотный оксид + основание = соль + вода
3. основный оксид + кислота = соль + вода
4. металл + (разб) кислота = соль + водород
5. растворимая соль + растворимая соль = нерастворимая соль + растворимая соль
6. растворимая соль + = нерастворимое основание + растворимая соль
Имея перед глазами таблицу растворимости солей, и , а также схемы-шпаргалки, можно по ним решать уравнения
реакций. Важно только иметь полный перечень таких схем, а также сведения о формулах и названиях различных классов органических и неорганических соединений.
После того, как удастся само уравнение, необходимо проверить правильность написания химических формул. Кислоты, соли и основания легко проверяются по таблице растворимости, в которой указаны заряды ионов кислотных остатков и металлов. Важно помнить, что любая должна быть в целом электронейтральна, то есть, количество положительных зарядов должно совпадать с количеством отрицательных. Обязательно при этом учитываются индексы, которые перемножаются на соответствующие заряды.
Если и этот этап пройден и имеется уверенность в правильности написания уравнения
химической реакции
, то можно теперь смело расставлять коэффициенты. Химическое уравнение представляет собой условную запись реакции
с помощью химических символов, индексов и коэффициентов. На этом этапе выполнения задания обязательно нужно придерживаться правил: Коэффициент ставится перед химической формулой и относится ко всем элементам, входящим в состав вещества.
Индекс ставится после химического элемента немного внизу, и относится только к стоящему слева от него химическому элементу.
Если группа (например, кислотный остаток или гидроксильная группа) стоит в скобках, то нужно усвоить, что два, рядом стоящих индекса (перед скобкой и после нее) перемножаются.
При подсчете атомов химического элемента коэффициент умножается (не складывается!) на индекс.
Далее подсчитывается количество каждого химического элемента таким образом, чтобы суммарное число элементов, входящих в состав исходных веществ совпадало с числом атомов, входящих в состав соединений, образовавшихся продуктов реакции . Путем анализа и применения, вышеизложенных, правил можно научиться решать уравнения реакций, входящих в состав цепочек веществ.