Kompletní reakční rovnice. Roztoky elektrolytů
Většina chemických reakcí probíhá v roztocích. Roztoky elektrolytů obsahují ionty, takže reakce v roztocích elektrolytů ve skutečnosti vedou k reakcím mezi ionty.
Reakce mezi ionty se nazývají iontové reakce a rovnice pro takové reakce se nazývají iontové rovnice.
Při sestavování iontových rovnic je třeba se řídit tím, že vzorce mírně disociujících, nerozpustných a plynných látek jsou psány v molekulární formě.
Bílá látka se vysráží, pak je vedle jejího vzorce umístěna šipka směřující dolů, a pokud se během reakce uvolní plynná látka, je vedle jejího vzorce umístěna šipka směřující nahoru.
Přepišme tuto rovnici, zobrazující silné elektrolyty ve formě iontů a reakce opouštějící kouli jako molekuly:
Tím jsme zapsali kompletní iontovou rovnici reakce.
Pokud vyloučíme identické ionty z obou stran rovnice, tedy ty, které se neúčastní reakce v levé a pravé rovnici), dostaneme zkrácenou iontovou rovnici reakce:
Zkrácené iontové rovnice jsou tedy rovnice v obecném tvaru, které charakterizují podstatu chemické reakce, ukazují, které ionty reagují a jaká látka v důsledku toho vzniká.
Iontově výměnné reakce probíhají do konce v případech, kdy se tvoří buď sraženina nebo mírně disociující látka, jako je voda. Přidáním přebytku roztoku kyseliny dusičné do roztoku hydroxidu sodného zbarveného karmínově s fenolftaleinem se roztok zabarví, což bude sloužit jako signál pro chemickou reakci:
Ukazuje, že interakce silné kyseliny a zásady se redukuje na interakci H+ iontů a OH - iontů, v důsledku čehož vzniká nízkodisociující látka - voda.
Tato reakce mezi silnou kyselinou a zásadou se nazývá neutralizační reakce. Toto je zvláštní případ směnné reakce.
K takové výměnné reakci může dojít nejen mezi kyselinami a zásadami, ale také mezi kyselinami a nerozpustnými zásadami. Pokud například získáte modrou sraženinu nerozpustného hydroxidu měďnatého (II) reakcí síranu měďnatého s alkálií:
a poté výslednou sraženinu rozdělte na tři části a ke sraženině v první zkumavce přidejte roztok kyseliny sírové, ke sraženině v druhé zkumavce roztok kyseliny chlorovodíkové a ke sraženině ve zkumavce roztok kyseliny dusičné. třetí zkumavky, pak se sraženina rozpustí ve všech třech zkumavkách. To bude znamenat, že ve všech případech proběhla chemická reakce, jejíž podstata se odráží pomocí stejné iontové rovnice.
Pro ověření si zapište molekulární, úplné a zkrácené iontové rovnice daných reakcí.
Uvažujme iontové reakce, ke kterým dochází při tvorbě plynu. Do dvou zkumavek nalijte 2 ml roztoků uhličitanu sodného a uhličitanu draselného. Do prvního pak nalijte roztok kyseliny chlorovodíkové a do druhého kyselinu dusičnou. V obou případech zaznamenáme charakteristické „vaření“ způsobené uvolněným oxidem uhličitým. Zapišme si reakční rovnice pro první případ:
Reakce probíhající v roztocích elektrolytů jsou popsány pomocí iontových rovnic. Tyto reakce se nazývaly iontoměničové reakce, protože v roztocích si elektrolyty vyměňují své ionty. Lze tedy vyvodit dva závěry.
1. Reakce ve vodných roztocích elektrolytů jsou reakcemi mezi ionty, a proto jsou znázorněny ve formě iontových rovnic.
Jsou jednodušší než molekulární a mají obecnější povahu.
2. Iontoměničové reakce v roztocích elektrolytů probíhají prakticky nevratně pouze tehdy, je-li výsledkem tvorba sraženiny, plynu nebo slabě disociující látky.
7. Složitá spojení
>> Chemie: Iontové rovnice
Iontové rovnice
Jak již víte z předchozích hodin chemie, většina chemických reakcí probíhá v roztocích. A protože všechny roztoky elektrolytů obsahují ionty, můžeme říci, že reakce v roztocích elektrolytů jsou redukovány na reakce mezi ionty.
Tyto reakce, ke kterým dochází mezi ionty, se nazývají iontové reakce. A iontové rovnice jsou přesně rovnicemi těchto reakcí.
Zpravidla se rovnice iontové reakce získávají z molekulárních rovnic, ale k tomu dochází za následujících pravidel:
Za prvé, vzorce slabých elektrolytů, stejně jako nerozpustných a málo rozpustných látek, plynů, oxidů atd. nejsou zaznamenány jako ionty, výjimkou z tohoto pravidla je iont HSO-4, a pak ve zředěné formě.
Za druhé, vzorce silných kyselin, zásad a také ve vodě rozpustných solí jsou obvykle prezentovány ve formě iontů. Je třeba také poznamenat, že vzorec jako Ca(OH)2 je prezentován ve formě iontů, pokud se použije vápenná voda. Pokud je použito vápenné mléko, které obsahuje nerozpustné částice Ca(OH)2, pak se vzorec ve formě iontů také nezapisuje.
Při sestavování iontových rovnic se zpravidla používají úplné iontové a zkrácené, tedy stručné iontové reakční rovnice. Uvažujeme-li iontovou rovnici, která má zkrácený tvar, pak v ní ionty nepozorujeme, to znamená, že chybí v obou částech kompletní iontové rovnice.
Podívejme se na příklady, jak se píší molekulární, úplné a zkrácené iontové rovnice:
Proto je třeba připomenout, že vzorce látek, které se nerozkládají, stejně jako nerozpustné a plynné látky, se při sestavování iontových rovnic obvykle zapisují v molekulární formě.
Také je třeba mít na paměti, že pokud se látka vysráží, je vedle takového vzorce nakreslena šipka dolů (↓). No, v případě, že se během reakce uvolňuje plynná látka, pak by vedle vzorce měla být ikona jako šipka nahoru ().
Podívejme se blíže na příklad. Máme-li roztok síranu sodného Na2SO4 a přidáme k němu roztok chloridu barnatého BaCl2 (obr. 132), uvidíme, že se nám vytvořila bílá sraženina síranu barnatého BaSO4.
Podívejte se pozorně na obrázek, který ukazuje interakci mezi síranem sodným a chloridem barnatým:
Nyní napíšeme molekulární rovnici pro reakci:
Nyní přepišme tuto rovnici, kde silné elektrolyty budou znázorněny ve formě iontů a reakce, které opouštějí kouli, jsou prezentovány ve formě molekul:
Zapsali jsme kompletní iontovou rovnici pro reakci.
Nyní zkusme z jedné a druhé části rovnosti odstranit identické ionty, tedy ty ionty, které se nezúčastní reakce 2Na+ a 2Cl, pak dostaneme zkrácenou iontovou rovnici reakce, která bude vypadat takto tento:
Z této rovnice vidíme, že celá podstata této reakce spočívá v interakci barnatých iontů Ba2+ a síranových iontů
a že v důsledku toho se tvoří sraženina BaSO4, a to i bez ohledu na to, které elektrolyty tyto ionty před reakcí obsahovaly.
Jak řešit iontové rovnice
A nakonec si shrňme naši lekci a určeme, jak řešit iontové rovnice. Vy i já už víme, že všechny reakce, ke kterým dochází v roztocích elektrolytů mezi ionty, jsou iontové reakce. Tyto reakce se obvykle řeší nebo popisují pomocí iontových rovnic.
Také je třeba mít na paměti, že všechny ty sloučeniny, které jsou těkavé, obtížně rozpustné nebo mírně disociované, nacházejí roztok v molekulární formě. Také bychom neměli zapomínat, že v případě, že se při interakci roztoků elektrolytů nevytvoří žádná z výše uvedených typů sloučenin, znamená to, že k reakcím prakticky nedochází.
Pravidla pro řešení iontových rovnic
Jako jasný příklad si vezměme tvorbu těžko rozpustné sloučeniny, jako je:
Na2S04 + BaCl2 = BaS04 + 2NaCl
V iontové formě bude tento výraz vypadat takto:
2Na+ +SO42- + Ba2+ + 2Cl- = BaSO4 + 2Na+ + 2Cl-
Protože vy i já pozorujeme, že reagovaly pouze ionty barya a síranové ionty a zbývající ionty nereagovaly a jejich stav zůstal stejný. Z toho vyplývá, že můžeme tuto rovnici zjednodušit a napsat ji ve zkrácené podobě:
Ba2+ + SO42- = BaSO4
Nyní si připomeňme, co bychom měli dělat při řešení iontových rovnic:
Nejprve je nutné eliminovat stejné ionty z obou stran rovnice;
Za druhé bychom neměli zapomínat, že součet elektrických nábojů rovnice musí být stejný, a to jak na její pravé, tak i na levé straně.
Protože elektrolyty v roztoku jsou ve formě iontů, reakce mezi roztoky solí, zásad a kyselin jsou reakcemi mezi ionty, tzn. iontové reakce. Některé ionty účastnící se reakce vedou ke vzniku nových látek (látky s nízkou disociací, srážení, plyny, voda), zatímco jiné ionty, přítomné v roztoku, nevytvářejí nové látky, ale zůstávají v roztoku. Aby bylo možné ukázat, které ionty interagují za vzniku nových látek, jsou sestaveny molekulární, úplné a krátké iontové rovnice.
V molekulární rovnice Všechny látky jsou prezentovány ve formě molekul. Kompletní iontové rovnice zobrazit celý seznam iontů přítomných v roztoku během dané reakce. Stručné iontové rovnice jsou složeny pouze z těch iontů, jejichž vzájemné působení vede ke vzniku nových látek (nízce disociující látky, sedimenty, plyny, voda).
Při skládání iontových reakcí je třeba pamatovat na to, že látky jsou mírně disociované (slabé elektrolyty), mírně a málo rozpustné (sraženina - “ N”, “M“, viz příloha, tabulka 4) a plynné se zapisují ve formě molekul. Silné elektrolyty, téměř úplně disociované, jsou ve formě iontů. Znak „↓“ za vzorcem látky značí, že tato látka je odstraněna z reakční sféry ve formě sraženiny, a znaménko „“ značí, že látka je odstraňována ve formě plynu.
Postup při sestavování iontových rovnic pomocí známých molekulových rovnic Podívejme se na příklad reakce mezi roztoky Na 2 CO 3 a HCl.
1. Reakční rovnice je zapsána v molekulární formě:
Na2C03 + 2HCl → 2NaCl + H2CO3
2. Rovnice je přepsána do iontové formy, přičemž dobře disociující látky jsou zapsány ve formě iontů a špatně disociující látky (včetně vody), plyny nebo špatně rozpustné látky - ve formě molekul. Koeficient před vzorcem látky v molekulární rovnici platí stejně pro každý z iontů, které látku tvoří, a proto je v iontové rovnici umístěn před iontem:
2 Na + + CO 3 2- + 2H + + 2Cl -<=>2Na+ + 2Cl - + CO2 + H20
3. Z obou stran rovnosti jsou vyloučeny (sníženy) ionty nacházející se na levé a pravé straně:
2Na++ C032- + 2H++ 2Cl -<=> 2Na+ + 2Cl -+ CO2 + H20
4. Iontová rovnice je zapsána ve své konečné podobě (krátká iontová rovnice):
2H + + CO 3 2-<=>CO2 + H20
Pokud se během reakce tvoří a/nebo mírně disociované a/nebo málo rozpustné a/nebo plynné látky a/nebo voda, a takové sloučeniny ve výchozích látkách chybí, bude reakce prakticky nevratná (→) a pro něj je možné sestavit molekulární, úplnou a stručnou iontovou rovnici. Pokud jsou takové látky přítomny jak v reagenciích, tak v produktech, bude reakce reverzibilní (<=>):
Molekulární rovnice: CaC03 + 2HCl<=>CaCl2 + H20 + CO2
Kompletní iontová rovnice: CaC03 + 2H + + 2Cl –<=>Ca2+ + 2Cl – + H20 + CO2
Iontoměničové reakce jsou reakce ve vodných roztocích mezi elektrolyty, které probíhají beze změn oxidačních stavů prvků, které je tvoří.
Nezbytnou podmínkou reakce mezi elektrolyty (soli, kyseliny a zásady) je vznik mírně disociující látky (voda, slabá kyselina, hydroxid amonný), sraženiny nebo plynu.
Uvažujme reakci, která má za následek vznik vody. Takové reakce zahrnují všechny reakce mezi jakoukoliv kyselinou a jakoukoliv bází. Například reakce kyseliny dusičné s hydroxidem draselným:
HNO3 + KOH = KNO3 + H20 (1)
Výchozí materiály, tzn. kyselina dusičná a hydroxid draselný, jakož i jeden z produktů, totiž dusičnan draselný, jsou silné elektrolyty, tzn. ve vodném roztoku existují téměř výhradně ve formě iontů. Vzniklá voda patří mezi slabé elektrolyty, tzn. prakticky se nerozpadá na ionty. Výše uvedenou rovnici lze tedy přesněji přepsat uvedením reálného stavu látek ve vodném roztoku, tzn. ve formě iontů:
H + + NO 3 − + K + + OH ‑ = K + + NO 3 − + H2O (2)
Jak je vidět z rovnice (2), před i po reakci jsou v roztoku přítomny ionty NO 3 − a K +. Jinými slovy, dusičnanové ionty a draselné ionty se v podstatě vůbec neúčastnily reakce. K reakci došlo pouze díky spojení částic H + a OH − na molekuly vody. Provedením algebraické redukce identických iontů v rovnici (2):
H + + NO 3 − + K + + OH − = K + + NO 3 − + H 2 O
dostaneme:
H + + OH - = H20 (3)
Volají se rovnice tvaru (3). zkrácené iontové rovnice, typ (2) - kompletní iontové rovnice a typ (1) - rovnice molekulární reakce.
Ve skutečnosti iontová rovnice reakce maximálně odráží její podstatu, přesně to, co umožňuje její průběh. Je třeba poznamenat, že jedné zkrácené iontové rovnici může odpovídat mnoho různých reakcí. Pokud vezmeme například ne kyselinu dusičnou, ale kyselinu chlorovodíkovou a místo hydroxidu draselného použijeme, řekněme, hydroxid barnatý, máme následující rovnici molekulární reakce:
2HCl+ Ba(OH)2 = BaCl2 + 2H20
Kyselina chlorovodíková, hydroxid barnatý a chlorid barnatý jsou silné elektrolyty, to znamená, že existují v roztoku především ve formě iontů. Voda, jak bylo diskutováno výše, je slabý elektrolyt, to znamená, že v roztoku existuje téměř pouze ve formě molekul. Tedy, kompletní iontová rovnice Tato reakce bude vypadat takto:
2H+ + 2Cl − + Ba 2+ + 2OH − = Ba 2+ + 2Cl − + 2H 2O
Zrušme stejné ionty vlevo a vpravo a získáme:
2H+ + 2OH- = 2H20
Vydělením levé a pravé strany 2 dostaneme:
H + + OH − = H20,
Přijato zkrácená iontová rovnice se zcela shoduje se zkrácenou iontovou rovnicí pro interakci kyseliny dusičné a hydroxidu draselného.
Při sestavování iontových rovnic ve formě iontů pište pouze vzorce:
1) silné kyseliny (HCl, HBr, HI, H 2 SO 4, HNO 3, HClO 4) (seznam silných kyselin se musí naučit!)
2) silné zásady (hydroxidy alkalických kovů (ALM) a kovů alkalických zemin (ALM))
3) rozpustné soli
Vzorce jsou napsány v molekulární formě:
1) Voda H20
2) Slabé kyseliny (H 2 S, H 2 CO 3, HF, HCN, CH 3 COOH (a další, téměř všechny organické))
3) Slabé zásady (NH 4 OH a téměř všechny hydroxidy kovů kromě alkalických kovů a alkalických kovů
4) Málo rozpustné soli (↓) („M“ nebo „H“ v tabulce rozpustnosti).
5) Oxidy (a další látky, které nejsou elektrolyty)
Zkusme sepsat rovnici mezi hydroxidem železitým (III) a kyselinou sírovou. V molekulární formě je rovnice jejich interakce napsána takto:
2Fe(OH)3 + 3H2S04 = Fe2(S04)3 + 6H20
Hydroxid železitý odpovídá označení „H“ v tabulce rozpustnosti, což vypovídá o jeho nerozpustnosti, tzn. v iontové rovnici musí být zapsána celá, tzn. jako Fe(OH)3. Kyselina sírová je rozpustná a patří k silným elektrolytům, to znamená, že v roztoku existuje převážně v disociovaném stavu. Síran železitý, stejně jako téměř všechny ostatní soli, je silný elektrolyt, a protože je rozpustný ve vodě, musí být v iontové rovnici zapsán jako iont. Vezmeme-li v úvahu všechny výše uvedené skutečnosti, získáme úplnou iontovou rovnici následujícího tvaru:
2Fe(OH)3 + 6H++ 3SO 4 2- = 2Fe 3+ + 3SO 4 2- + 6H 2O
Snížením síranových iontů vlevo a vpravo získáme:
2Fe(OH)3 + 6H+ = 2Fe3+ + 6H20
Vydělením obou stran rovnice 2 dostaneme zkrácenou iontovou rovnici:
Fe(OH)3 + 3H+ = Fe3+ + 3H20
Nyní se podívejme na iontoměničovou reakci, která produkuje sraženinu. Například interakce dvou rozpustných solí:
Všechny tři soli - uhličitan sodný, chlorid vápenatý, chlorid sodný a uhličitan vápenatý (ano, i ten) - jsou silné elektrolyty a všechny kromě uhličitanu vápenatého jsou rozpustné ve vodě, tzn. se účastní této reakce ve formě iontů:
2Na + + CO 3 2- + Ca 2+ + 2Cl − = CaCO 3 ↓+ 2Na + + 2Cl −
Zrušením stejných iontů vlevo a vpravo v této rovnici dostaneme zkrácenou iontovou rovnici:
CO 3 2- + Ca 2+ = CaC03 ↓
Poslední rovnice odráží důvod interakce roztoků uhličitanu sodného a chloridu vápenatého. Vápenaté ionty a uhličitanové ionty se spojují za vzniku neutrálních molekul uhličitanu vápenatého, které při vzájemné kombinaci dávají vzniknout malým krystalům CaCO 3 sraženiny iontové struktury.
Důležitá poznámka pro složení jednotné státní zkoušky z chemie Aby reakce soli1 se solí2 proběhla, je na takové reakce kladen kromě základních požadavků na vznik iontových reakcí (plyn, sediment nebo voda v reakčních produktech) ještě jeden požadavek - výchozí soli musí být rozpustný. To je např. CuS + Fe(NO 3) 2 ≠ FeS + Cu(NO 3) 2 nicméně žádná reakceFeS – může potenciálně tvořit sraženinu, protože nerozpustný. Důvodem, proč reakce neprobíhá, je nerozpustnost jedné z výchozích solí (CuS). Ale např. Na2C03 + CaCl2 = CaC03↓+ 2NaCl dochází, protože uhličitan vápenatý je nerozpustný a výchozí soli jsou rozpustné. Totéž platí pro interakci solí s bázemi. Kromě základních požadavků na vznik iontoměničových reakcí je pro reakci soli s bází nezbytná rozpustnost obou z nich. Tedy: Cu(OH)2 + Na2S – neteče, protožeCu(OH) 2 je nerozpustný, i když potenciální produktCuS by byla sraženina. Tady je reakce meziNaOH aCu(NO 3) 2 postupuje, takže obě výchozí látky jsou rozpustné a dávají sraženinuCu(OH) 2: 2NaOH + Cu(NO 3) 2 = Cu(OH) 2 ↓+ 2NaNO 3 Pozor! V žádném případě nerozšiřujte požadavek na rozpustnost výchozích látek nad rámec reakcí sůl1 + sůl2 a sůl + zásada. Například u kyselin není tento požadavek nutný. Zejména všechny rozpustné kyseliny dobře reagují se všemi uhličitany, včetně nerozpustných. Jinými slovy: 1) Sůl1 + sůl2 - k reakci dojde, pokud jsou původní soli rozpustné, ale v produktech je sraženina 2) Sůl + hydroxid kovu - k reakci dochází, pokud jsou výchozí látky rozpustné a produkty obsahují sediment nebo hydroxid amonný. |
Uvažujme třetí podmínku pro vznik iontoměničových reakcí - tvorbu plynu. Přísně vzato, pouze v důsledku výměny iontů je tvorba plynu možná pouze ve vzácných případech, například při tvorbě plynného sirovodíku:
K2S + 2HBr = 2KBr + H2S
Ve většině ostatních případů se plyn tvoří jako výsledek rozkladu jednoho z produktů iontoměničové reakce. Například v rámci jednotné státní zkoušky musíte s jistotou vědět, že při tvorbě plynu se v důsledku nestability rozkládají produkty jako H 2 CO 3, NH 4 OH a H 2 SO 3:
H2C03 = H20 + C02
NH40H = H20 + NH3
H2S03 = H20 + S02
Jinými slovy, pokud výměnou iontů vzniká kyselina uhličitá, hydroxid amonný nebo kyselina siřičitá, probíhá iontoměničová reakce v důsledku tvorby plynného produktu:
Zapišme si iontové rovnice pro všechny výše uvedené reakce vedoucí ke vzniku plynů. 1) Pro reakci:
K2S + 2HBr = 2KBr + H2S
Sulfid draselný a bromid draselný budou psány v iontové formě, protože jsou rozpustné soli, stejně jako kyselina bromovodíková, protože označuje silné kyseliny. Sirovodík, který je špatně rozpustným plynem, který se špatně disociuje na ionty, bude psán v molekulární formě:
2K + + S 2- + 2H + + 2Br - = 2K + + 2Br - + H2S
Snížením identických iontů získáme:
S2- + 2H+ = H2S
2) Pro rovnici:
Na 2 CO 3 + H 2 SO 4 = Na 2 SO 4 + H 2 O + CO 2
V iontové formě budou Na 2 CO 3, Na 2 SO 4 psány jako vysoce rozpustné soli a H 2 SO 4 jako silná kyselina. Voda je špatně disociující látka a CO 2 není vůbec elektrolyt, takže jejich vzorce budou psány v molekulární formě:
2Na + + CO 3 2- + 2H + + SO 4 2- = 2Na + + SO 4 2 + H 2 O + CO 2
C032- + 2H+ = H20 + C02
3) pro rovnici:
NH4NO3 + KOH = KNO3 + H20 + NH3
Molekuly vody a amoniaku budou zapsány celé a NH 4 NO 3, KNO 3 a KOH budou zapsány v iontové formě, protože všechny dusičnany jsou vysoce rozpustné soli a KOH je hydroxid alkalického kovu, tzn. silná základna:
NH 4 + + NO 3 − + K + + OH − = K + + NO 3 − + H 2 O + NH 3
NH4+ + OH − = H20 + NH3
Pro rovnici:
Na2S03 + 2HCl = 2NaCl + H20 + SO2
Úplná a zkrácená rovnice bude vypadat takto:
2Na + + SO 3 2- + 2H + + 2Cl − = 2Na + + 2Cl − + H 2 O + SO 2
Instrukce
Uvažujme příklad tvorby těžko rozpustné sloučeniny.
Na2S04 + BaCl2 = BaS04 + 2NaCl
Nebo iontová verze:
2Na+ +SO42- +Ba2++ 2Cl- = BaSO4 + 2Na+ + 2Cl-
Při řešení iontových rovnic je třeba dodržovat následující pravidla:
Identické ionty z obou částí jsou vyloučeny;
Je třeba mít na paměti, že součet elektrických nábojů na levé straně rovnice se musí rovnat součtu elektrických nábojů na pravé straně rovnice.
Napište iontové rovnice pro interakci vodných roztoků následujících látek: a) HCl a NaOH; b) AgN03 a NaCl; c) K2C03 a H2S04; d) CH3COOH a NaOH.
Řešení. Zapište rovnice interakce těchto látek v molekulární formě:
a) HCl + NaOH = NaCl + H2O
b) AgNO3 + NaCl = AgCl + NaNO3
c) K2CO3 + H2SO4 = K2SO4 + CO2 + H2O
d) CH3COOH + NaOH = CH3COONa + H2O
Všimněte si, že interakce těchto látek je možná, protože výsledkem je vázání iontů za vzniku buď slabé (H2O), nebo těžko rozpustné látky (AgCl), nebo plynu (CO2).
Vyloučením identických iontů z levé a pravé strany rovnosti (v případě možnosti a) - ionty a , v případě b) - ionty sodíku a -ionty, v případě c) - draselné ionty a síranové ionty), d) - sodíkové ionty, získáte řešení těchto iontových rovnic:
a) H+ + OH- = H20
b) Ag+ + Cl- = AgCl
c) C032- + 2H+ = C02 + H20
d) CH3COOH + OH- = CH3COO- + H2O
Poměrně často se v samostatné a testovací práci vyskytují úkoly, které zahrnují řešení reakčních rovnic. Ovšem bez nějakých znalostí, dovedností a schopností i té nejjednodušší chemické látky rovnic nepište.
Instrukce
Nejprve je třeba prostudovat základní organické a anorganické sloučeniny. Jako poslední možnost můžete mít před sebou vhodný cheat sheet, který vám může během úkolu pomoci. Po tréninku se vám potřebné znalosti a dovednosti stále uloží do paměti.
Základním materiálem je krycí vrstva a také způsoby získání jednotlivých sloučenin. Obvykle jsou prezentovány ve formě obecných diagramů, například: 1. + báze = sůl + voda
2. kysličník + zásada = sůl + voda
3. zásaditý oxid + kyselina = sůl + voda
4. kov + (zředěná) kyselina = sůl + vodík
5. rozpustná sůl + rozpustná sůl = nerozpustná sůl + rozpustná sůl
6. rozpustná sůl + = nerozpustná zásada + rozpustná sůl
Mít před očima tabulku rozpustnosti soli a, stejně jako cheat sheets, o nich můžete rozhodovat rovnic reakce. Je pouze důležité mít úplný seznam takových schémat a také informace o vzorcích a názvech různých tříd organických a anorganických sloučenin.
Po dokončení samotné rovnice je nutné zkontrolovat správnost pravopisu chemických vzorců. Kyseliny, soli a zásady se snadno kontrolují pomocí tabulky rozpustnosti, která ukazuje náboje kyselých zbytků a kovových iontů. Je důležité si uvědomit, že každý musí být obecně elektricky neutrální, to znamená, že počet kladných nábojů se musí shodovat s počtem záporných. V tomto případě je nutné vzít v úvahu indexy, které se násobí odpovídajícími poplatky.
Pokud tato fáze prošla a jste si jisti správností pravopisu rovnic chemikálie reakce, pak již můžete bezpečně nastavit koeficienty. Chemická rovnice je reprezentována konvenčním zápisem reakce pomocí chemických značek, indexů a koeficientů. V této fázi úkolu musíte dodržet pravidla: Koeficient se umístí před chemický vzorec a platí pro všechny prvky tvořící látku.
Index je umístěn za chemickým prvkem o něco níže a týká se pouze chemického prvku nalevo od něj.
Pokud je skupina (například zbytek kyseliny nebo hydroxylová skupina) v závorkách, musíte pochopit, že dva sousední indexy (před a za závorkou) jsou násobeny.
Při počítání atomů chemického prvku se koeficient násobí (nepřičítá!) indexem.
Dále se vypočítá množství každého chemického prvku tak, aby se celkový počet prvků obsažených ve výchozích látkách shodoval s počtem atomů obsaženým ve sloučeninách vytvořených v produktech. reakce. Analýzou a aplikací výše uvedených pravidel se můžete naučit řešit rovnic reakce zahrnuté v řetězcích látek.