Как составить молекулярное уравнение если известно ионное уравнение

Как составлять ионные уравнения. Задача 31 на ЕГЭ по химии

Достаточно часто школьникам и студентам приходится составлять т. н. ионные уравнения реакций. В частности, именно этой теме посвящена задача 31, предлагаемая на ЕГЭ по химии. В данной статье мы подробно обсудим алгоритм написания кратких и полных ионных уравнений, разберем много примеров разного уровня сложности.

Зачем нужны ионные уравнения

Напомню, что при растворении многих веществ в воде (и не только в воде!) происходит процесс диссоциации — вещества распадаются на ионы. Например, молекулы HCl в водной среде диссоциируют на катионы водорода (H + , точнее, H 3 O + ) и анионы хлора (Cl — ). Бромид натрия (NaBr) находится в водном растворе не в виде молекул, а в виде гидратированных ионов Na + и Br — (кстати, в твердом бромиде натрия тоже присутствуют ионы).

Записывая «обычные» (молекулярные) уравнения, мы не учитываем, что в реакцию вступают не молекулы, а ионы. Вот, например, как выглядит уравнение реакции между соляной кислотой и гидроксидом натрия:

HCl + NaOH = NaCl + H 2 O. (1)

Разумеется, эта схема не совсем верно описывает процесс. Как мы уже сказали, в водном растворе практически нет молекул HCl, а есть ионы H + и Cl — . Так же обстоят дела и с NaOH. Правильнее было бы записать следующее:

H + + Cl — + Na + + OH — = Na + + Cl — + H 2 O. (2)

Это и есть полное ионное уравнение . Вместо «виртуальных» молекул мы видим частицы, которые реально присутствуют в растворе (катионы и анионы). Не будем пока останавливаться на вопросе, почему H 2 O мы записали в молекулярной форме. Чуть позже это будет объяснено. Как видите, нет ничего сложного: мы заменили молекулы ионами, которые образуются при их диссоциации.

Впрочем, даже полное ионное уравнение не является безупречным. Действительно, присмотритесь повнимательнее: и в левой, и в правой частях уравнения (2) присутствуют одинаковые частицы — катионы Na + и анионы Cl — . В процессе реакции эти ионы не изменяются. Зачем тогда они вообще нужны? Уберем их и получим краткое ионное уравнение:

H + + OH — = H 2 O. (3)

Как видите, все сводится к взаимодействию ионов H + и OH — c образованием воды (реакция нейтрализации).

Все, полное и краткое ионные уравнения записаны. Если бы мы решали задачу 31 на ЕГЭ по химии, то получили бы за нее максимальную оценку — 2 балла.

Итак, еще раз о терминологии:

• HCl + NaOH = NaCl + H 2 O — молекулярное уравнение («обычное» уравнения, схематично отражающее суть реакции);
• H + + Cl — + Na + + OH — = Na + + Cl — + H 2 O — полное ионное уравнение (видны реальные частицы, находящиеся в растворе);
• H + + OH — = H 2 O — краткое ионное уравнение (мы убрали весь «мусор» — частицы, которые не участвуют в процессе).

Алгоритм написания ионных уравнений

1. Составляем молекулярное уравнение реакции.
2. Все частицы, диссоциирующие в растворе в ощутимой степени, записываем в виде ионов; вещества, не склонные к диссоциации, оставляем «в виде молекул».
3. Убираем из двух частей уравнения т. н. ионы-наблюдатели, т. е. частицы, которые не участвуют в процессе.
4. Проверяем коэффициенты и получаем окончательный ответ — краткое ионное уравнение.

Пример 1 . Составьте полное и краткое ионные уравнения, описывающие взаимодействие водных растворов хлорида бария и сульфата натрия.

Решение . Будем действовать в соответствии с предложенным алгоритмом. Составим сначала молекулярное уравнение. Хлорид бария и сульфат натрия — это две соли. Заглянем в раздел справочника «Свойства неорганических соединений». Видим, что соли могут взаимодействовать друг с другом, если в ходе реакции образуется осадок. Проверим:

BaCl 2 + Na 2 SO 4 = BaSO 4 ↓ + 2NaCl.

Таблица растворимости подсказывает нам, что BaSO 4 действительно не растворяется в воде (направленная вниз стрелка, напомню, символизирует, что данное вещество выпадает в осадок). Молекулярное уравнение готово, переходим к составлению полного ионного уравнения. Обе соли, присутствующие в левой части, записываем в ионной форме, а вот в правой части оставляем BaSO 4 в «молекулярной форме» (о причинах этого — чуть позже!) Получаем следующее:

Ba 2+ + 2Cl — + 2Na + + SO 4 2- = BaSO 4 ↓ + 2Cl — + 2Na + .

Осталось избавиться от балласта: убираем ионы-наблюдатели. В данном случае в процессе не участвуют катионы Na + и анионы Cl — . Стираем их и получаем краткое ионное уравнение:

Ba 2+ + SO 4 2- = BaSO 4 ↓.

А теперь поговорим подробнее о каждом шаге нашего алгоритма и разберем еще несколько примеров.

Как составить молекулярное уравнение реакции

Должен сразу вас разочаровать. В этом пункте не будет однозначных рецептов. Действительно, вряд ли можно рассчитывать, что я смогу разобрать здесь ВСЕ возможные уравнения реакций, которые могут встретиться вам на ЕГЭ или ОГЭ по химии.

Ваш помощник — раздел «Свойства неорганических соединений». Если вы хорошо знакомы с четырьмя базовыми классами неорганических веществ (оксиды, основания, кислоты, соли), если вам известны химические свойства этих классов и методы их получения, можете на 95% быть уверены в том, что у вас не будет проблем на экзамене с написанием молекулярных уравнений.

Оставшиеся 5% — это некоторые «специфические» реакции, которые мы не сможем перечислить. Не будем лить слез по поводу этих 5%, а вспомним лучше номенклатуру и химические свойства базовых классов неорганических веществ. Три задания для самостоятельной работы:

Упражнение 1 . Напишите молекулярные формулы следующих веществ: оксид фосфора (V), нитрат цезия, сульфат хрома (III), бромоводородная кислота, карбонат аммония, гидроксид свинца (II), фосфат стронция, кремниевая кислота. Если при выполнении задания у вас возникнут проблемы, обратитесь к разделу справочника «Названия кислот и солей».

Упражнение 2 . Дополните уравнения следующих реакций:

1. KOH + H 2 SO 4 =
2. H 3 PO 4 + Na 2 O=
3. Ba(OH) 2 + CO 2 =
4. NaOH + CuBr 2 =
5. K 2 S + Hg(NO 3 ) 2 =
6. Zn + FeCl 2 =

Упражнение 3 . Напишите молекулярные уравнения реакций (в водном растворе) между: а) карбонатом натрия и азотной кислотой, б) хлоридом никеля (II) и гидроксидом натрия, в) ортофосфорной кислотой и гидроксидом кальция, г) нитратом серебра и хлоридом калия, д) оксидом фосфора (V) и гидроксидом калия.

Искренне надеюсь, что у вас не возникло проблем с выполнением этих трех заданий. Если это не так, необходимо вернуться к теме «Химические свойства основных классов неорганических соединений».

Как превратить молекулярное уравнение в полное ионное уравнение

Начинается самое интересное. Мы должны понять, какие вещества следует записывать в виде ионов, а какие — оставить в «молекулярной форме». Придется запомнить следующее.

В виде ионов записывают:

• растворимые соли (подчеркиваю, только соли хорошо растворимые в воде);
• щелочи (напомню, что щелочами называют растворимые в воде основания, но не NH 4 OH);
• сильные кислоты (H 2 SO 4 , HNO 3 , HCl, HBr, HI, HClO 4 , HClO 3 , H 2 SeO 4 , . ).

Как видите, запомнить этот список совсем несложно: в него входят сильные кислоты и основания и все растворимые соли. Кстати, особо бдительным юным химикам, которых может возмутить тот факт, что сильные электролиты (нерастворимые соли) не вошли в этот перечень, могу сообщить следующее: НЕвключение нерастворимых солей в данный список вовсе не отвергает того, что они являются сильными электролитами.

Все остальные вещества должны присутствовать в ионных уравнениях в виде молекул. Тем требовательным читателям, которых не устраивает расплывчатый термин «все остальные вещества», и которые, следуя примеру героя известного фильма, требуют «огласить полный список» даю следующую информацию.

В виде молекул записывают:

• все нерастворимые соли;
• все слабые основания (включая нерастворимые гидроксиды, NH 4 OH и сходные с ним вещества);
• все слабые кислоты (H 2 СO 3 , HNO 2 , H 2 S, H 2 SiO 3 , HCN, HClO, практически все органические кислоты . );
• вообще, все слабые электролиты (включая воду. );
• оксиды (всех типов);
• все газообразные соединения (в частности, H 2 , CO 2 , SO 2 , H 2 S, CO);
• простые вещества (металлы и неметаллы);
• практически все органические соединения (исключение — растворимые в воде соли органических кислот).

Уф-ф, кажется, я ничего не забыл! Хотя проще, по-моему, все же запомнить список N 1. Из принципиально важного в списке N 2 еще раз отмечу воду.

Пример 2 . Составьте полное ионное уравнение, описывающие взаимодействие гидроксида меди (II) и соляной кислоты.

Решение . Начнем, естественно, с молекулярного уравнения. Гидроксид меди (II) — нерастворимое основание. Все нерастворимые основания реагируют с сильными кислотами с образованием соли и воды:

Cu(OH) 2 + 2HCl = CuCl 2 + 2H 2 O.

А теперь выясняем, какие вещества записывать в виде ионов, а какие — в виде молекул. Нам помогут приведенные выше списки. Гидроксид меди (II) — нерастворимое основание (см. таблицу растворимости), слабый электролит. Нерастворимые основания записывают в молекулярной форме. HCl — сильная кислота, в растворе практически полностью диссоциирует на ионы. CuCl 2 — растворимая соль. Записываем в ионной форме. Вода — только в виде молекул! Получаем полное ионное уравнение:

Сu(OH) 2 + 2H + + 2Cl — = Cu 2+ + 2Cl — + 2H 2 O.

Пример 3 . Составьте полное ионное уравнение реакции диоксида углерода с водным раствором NaOH.

Решение . Диоксид углерода — типичный кислотный оксид, NaOH — щелочь. При взаимодействии кислотных оксидов с водными растворами щелочей образуются соль и вода. Составляем молекулярное уравнение реакции (не забывайте, кстати, о коэффициентах):

CO 2 + 2NaOH = Na 2 CO 3 + H 2 O.

CO 2 — оксид, газообразное соединение; сохраняем молекулярную форму. NaOH — сильное основание (щелочь); записываем в виде ионов. Na 2 CO 3 — растворимая соль; пишем в виде ионов. Вода — слабый электролит, практически не диссоциирует; оставляем в молекулярной форме. Получаем следующее:

СO 2 + 2Na + + 2OH — = Na 2+ + CO 3 2- + H 2 O.

Пример 4 . Сульфид натрия в водном растворе реагирует с хлоридом цинка с образованием осадка. Составьте полное ионное уравнение данной реакции.

Решение . Сульфид натрия и хлорид цинка — это соли. При взаимодействии этих солей выпадает осадок сульфида цинка:

Na 2 S + ZnCl 2 = ZnS↓ + 2NaCl.

Я сразу запишу полное ионное уравнение, а вы самостоятельно проанализируете его:

2Na + + S 2- + Zn 2+ + 2Cl — = ZnS↓ + 2Na + + 2Cl — .

Предлагаю вам несколько заданий для самостоятельной работы и небольшой тест.

Упражнение 4 . Составьте молекулярные и полные ионные уравнения следующих реакций:

1. NaOH + HNO 3 =
2. H 2 SO 4 + MgO =
3. Ca(NO 3 ) 2 + Na 3 PO 4 =
4. CoBr 2 + Ca(OH) 2 =

Упражнение 5 . Напишите полные ионные уравнения, описывающие взаимодействие: а) оксида азота (V) с водным раствором гидроксида бария, б) раствора гидроксида цезия с иодоводородной кислотой, в) водных растворов сульфата меди и сульфида калия, г) гидроксида кальция и водного раствора нитрата железа (III).

В следующей части статьи мы научимся составлять краткие ионные уравнения и разберем большое количество примеров. Кроме того, мы обсудим специфические особенности задания 31, которое вам предстоит решать на ЕГЭ по химии.

Как составлять уравнения ионных реакций

Знания, необходимые для составления уравнений ионных реакций:

• умение отличать электролит от неэлектролита;
• умение составлять уравнения диссоциации электролитов;
• умение устанавливать значение зарядов ионов.

Таблица растворимости:

Таблица электрохимического ряда напряжений металлов:

В ионных уравнениях химические формулы веществ записывают в двух видах — в виде ионов, либо в виде молекул. Возникает естественный вопрос, — когда то или иное вещество надо записывать в виде иона или молекулы?

В виде ионов записывают формулы следующих веществ:

• сильные кислоты: H₂SO₄, HNO₃, HI. ;
• сильные основания: KOH, NaOH, Ba(OH)₂. ;
• растворимые в воде соли: KNO₃, BaCl₂, NaBr.

В виде молекул записывают формулы следующих веществ:

В случае, если среди продуктов реакции имеются нерастворимые или малорастворимые вещества (осадок), возле таких веществ ставят стрелку вниз (↓). Газообразные и летучие соединения соответственно обозначаются стрелкой, направленной вверх (↑).

Алгоритм составления уравнения ионных реакций

• Записать уравнение в молекулярной форме:
• В тех случаях, когда реакция идет не до конца, у продуктов реакции, выпадающих в осадок или выделяющихся в виде газа, ставят стрелку:
• Записывают уравнение в ионном виде для тех веществ, которые диссоциируют на ионы, с указанием их зарядов:
• Определяют наличие одинаковых ионов в левой и правой части уравнения — это ионы, не принимающие участия в реакции, поэтому, их можно убрать, такая форма записи ионного уравнения называется сокращенной:

• ионы водорода и металлов имеют положительный заряд;
• ионы гидроксония и кислотных остатков — отрицательный заряд;
• как правило, заряд иона численно равен валентности атома.

Составление молекулярных уравнений по ионным

Теперь рассмотрим обратную задачу — как составить молекулярное уравнение, если известно сокращенное ионное уравнение.

• Дано сокращенное ионное уравнение взаимодействия между фосфором и хлором:
• По таблице Растворимостей (см. выше) подбираем соответствующие вещества, содержащие нужный катион и анион — хлорид натрия (NaCl) и нитрат свинца (II) (Pb(NO₃)₂);
• Пишем формулы выбранных веществ, которые должны прореагировать:
• Пишем формулы получившихся в результате реакции веществ:
• Осталось расставить стехиометрические коэффициенты, чтобы уравнять кол-во вещества в левой и правой части уравнения:

Реакции обмена в водных растворах электролитов могут протекать до конца (необратимые реакции)) или же одновременно протекать в противоположных направлениях (обратимые реакции).

Условия протекания необратимых реакций:

• образование осадка;
• выделение газа;
• образование малодиссоциирующего вещества (например, воды).

В случае, если в растворе нет ионов, способных связаться между собой, реакция является обратимой, т.е., не протекает до конца.

Пример необратимой реакции с выпадением осадка был приведен выше — взаимодействие хлорида натрия и нитрата свинца (II).

Пример необратимой реакции с выделением газа — взаимодействие карбоната натрия и соляной кислоты:

Пример необратимой реакции с образованием воды — взаимодействие гидроксида калия и азотной кислоты:

Пример обратимой реакции взаимодействия слабого электролита (CH₃COOH) и нерастворимого основания (Cu(OH)₂):

Если в реакцию вступают сильные электролиты, не дающие в результате взаимодействия малорастворимых или малодиссоциирующих веществ, то такие реакции не протекают — в растворе образуется смесь ионов, которые никак не взаимодействуют друг с другом:

Левая и правая части уравнения содержат абсолютные одинаковые ионы, которые можно сократить, поэтому никакой реакции не происходит.

Если вам понравился сайт, будем благодарны за его популяризацию Расскажите о нас друзьям на форуме, в блоге, сообществе. Это наша кнопочка:

Код кнопки:
Политика конфиденциальности Об авторе

Составление уравнений реакций ионного обмена

Этот видеоурок доступен по абонементу

У вас уже есть абонемент? Войти

Данный урок продолжает тему «Реакции ионного обмена». Урок поможет закрепить умение составлять уравнения реакций ионного обмена в молекулярной и ионной формах, научит составлять по сокращенному ионному уравнению молекулярные.

Составление молекулярных уравнений по ионно-молекулярным

Чтобы составить
молекулярное уравнение по сокращенному
ионно-молекулярному, необходимо
определить, какой сильный электролит
соответствует каждому иону, так как
ионы – это остатки сильных электролитов.

Пример.
Составьте по два молекулярных уравнения,
которые выражаются следующим
ионно-молекулярным уравнением:

Zn²⁺
+ CO₃^2–
= ZnCO₃

Решение.
При составлении молекулярных уравнений
следует подобрать к ионам Zn²⁺
и СО₃^2–
сильные электролиты:

Zn²⁺:
растворимые соли ZnSO₄,
ZnCl₂,
Zn(NO₃)₂;

CO₃^2–:
растворимые
соли
Na₂CO₃,
K₂CO₃,
(NH₄)₂CO_3.

ZnSO₄
+ Na₂CO₃
= ZnCO₃
+ Na₂SO₄

ZnCl₂
+ (NH₄)₂CO₃
= ZnCO₃
+ 2NH₄Cl

5.3. Гидролиз солей Ионное произведение воды. Водородный показатель

Вода слабо диссоциирует
на ионы Н⁺
и ОН^–:

Н₂О

Н⁺
+ ОН^–

При диссоциации
абсолютно чистой воды концентрации Н⁺
и ОН^–
равны. Концентрацию ионов выражают в
моль/л. Установлено, что при 298 К

Н⁺
= ОН^–
= 10^–7
моль/л.

Произведение Н⁺
• ОН^–
называется ионным
произведением воды
и численно равно 10^–14
при 298 К.

К_в
= Н⁺
• ОН^–
= 10^–14

В кислом растворе
Н⁺>10^–7
моль/л, ОН^–<10^–7
моль/л.

В щелочном растворе
Н⁺<10^–7
моль/л, ОН^–>10^–7
моль/л.

Для характеристики
среды, кислотности, щелочности введено
понятие водородного
показателя рН,
который равен отрицательному десятичному
логарифму концентрации ионов водорода

рН = -lg[H⁺]

В нейтральном растворе
рН=7;

в кислых растворах
рН<7;

в щелочных растворах
рН>7.

рОН – гидроксильный
показатель, он равен

рОН = -lg[OH^–]

рН + рОН = 14

Реакцию среды на
практике можно определить при помощи
кислотно-основных индикаторов, которые
меняют свой цвет в зависимости от рН
раствора. К наиболее распространенным
относятся лакмус, фенолфталеин и
метилоранж.

Окраска индикаторов
в различных средах

Типы гидролиза солей

Химическое взаимодействие
ионов соли с ионами воды, приводящее к
образованию слабого электролита и
сопровождающееся изменением рН раствора,
называется гидролизом
солей.

Любую соль можно
представить как продукт взаимодействия
кислоты и основания. Тип гидролиза соли
зависит от природы основания и кислоты,
образующих соль. Возможны 3 типа гидролиза
солей.

Гидролиз по аниону
идет, если соль образована катионом
сильного основания и анионом слабой
кислоты.

Например, соль СН₃СООNa
образована сильным основанием NaOH и
слабой одноосновной кислотой СН₃СООН.
Гидролизу подвергается ион слабого
электролита СН₃СОО^–.

Ионно-молекулярное
уравнение гидролиза соли:

СН₃СОО^–
+ НОН 
СН₃СООН
+ ОН^–

Ионы Н⁺
воды связываются с анионами СН₃СОО^–
в слабый электролит СН₃СООН,
ионы ОН^–
накапливаются в растворе, создавая
щелочную среду (рН>7).

Молекулярное уравнение
гидролиза соли:

CH₃COONa
+ H₂O

CH₃COOH
+ NaOH

Гидролиз солей
многоосновных кислот протекает по
стадиям, образуя в качестве промежуточных
продуктов кислые соли.

Например, соль K₂S
образована сильным основанием КОН и
слабой двухосновной кислотой H₂S.
Гидролиз этой соли протекает в две
стадии.

1 стадия:
S^2–
+ HOH 
HS^–
+ OH^–

K₂S
+ H₂O

KHS + KOH

2 стадия:
HS^-–
+ HOH 
H₂S
+ OH^–

KHS
+ H₂O

H₂S
+ KOH

Реакция среды щелочная
(pH>7),
т.к. в растворе накапливаются ОН^–-ионы.
Гидролиз соли идет тем сильнее, чем
меньше константа диссоциации образующейся
при гидролизе слабой кислоты (табл.3).
Таким образом, водные растворы солей,
образованных сильным основанием и
слабой кислотой, характеризуются
щелочной реакцией среды.

Гидролиз по катиону
идет, если соль образована катионом
слабого основания и анионом сильной
кислоты. Например, соль CuSO₄
образована слабым двухкислотным
основанием Cu(OH)₂
и сильной кислотой H₂SO₄.
Гидролиз идет по катиону Cu²⁺
и протекает в две стадии с образованием
в качестве промежуточного продукта
основной соли.

1 стадия: Cu²⁺
+ HOH

CuOH⁺
+ H⁺

2CuSO₄
+ 2H₂O

(CuOH)₂SO₄
+ H₂SO₄

2 стадия:
CuOH⁺
+ HOH 
Cu(OH)₂
+ H⁺

(CuOH)₂SO₄
+ 2H₂O

2Cu(OH)₂
+ H₂SO₄

Ионы водорода Н⁺
накапливаются в растворе, создавая
кислую среду (рН<7). Чем меньше константа
диссоциации образующегося при гидролизе
основания, тем сильнее идет гидролиз.

Таким образом, водные
растворы солей, образованных слабым
основанием и сильной кислотой,
характеризуются кислой реакцией среды.

Гидролиз по катиону
и аниону идет,
если соль образована катионом слабого
основания и анионом слабой кислоты.
Например, соль CH₃COONH₄
образована слабым основанием NH₄OH
и слабой кислотой СН₃СООН.
Гидролиз идет по катиону NH₄⁺
и аниону СН₃СОО^–:

NH₄⁺
+ CH₃COO^–
+ HOH

NH₄OH
+ CH₃COOH

Водные растворы такого
типа солей, в зависимости от степени
диссоциации образующихся слабых
электролитов имеют нейтральную,
слабокислую или слабощелочную среду.

При смешивании растворов
солей, например CrCl₃
и Na₂S
каждая из солей гидролизуется необратимо
до конца с образованием слабого основания
и слабой кислоты.

Гидролиз соли CrCl₃
идет по катиону:

Cr³⁺
+ HOH

CrOH²⁺
+ H⁺

Гидролиз соли Na₂S
идет по аниону:

S^2–
+ HOH

HS^–
+ OH^–

При смешивании растворов
солей CrCl₃
и Na₂S
происходит взаимное усиление гидролиза
каждой из солей, так как ионы Н⁺
и ОН^–
образуют слабый электролит Н₂О
и ионное равновесие каждой соли смещается
в сторону образования конечных продуктов:
гидроксида хрома Cr(OH)₃
и сероводородной кислоты H₂S.

Ионно-молекулярное
уравнение совместного гидролиза солей:

2Cr³⁺
+ 3S^2–
+ 6H₂O
= 2Cr(OH)₃
+ 3H₂S

Молекулярное
уравнение:

2CrCl₃
+ 3Na₂S
+ 6H₂O
= 2Cr(OH)₃
+ 3H₂S
+ 6NaCl

Соли,
образованные катионами сильных оснований
и анионами сильных кислот, гидролизу
не подвергаются, так как ни один из ионов
соли не образует с ионами Н⁺
и ОН^–
воды слабых электролитов. Водные растворы
таких солей имеют нейтральную среду.

Соседние файлы в предмете [НЕСОРТИРОВАННОЕ]

• #
• #
• #
• #
• #
• #
• #
• #
• #
• #
• #

Напомню, что при растворении многих веществ в воде (и не только в воде!) происходит процесс диссоциации — вещества распадаются на ионы. Например, молекулы HCl в водной среде диссоциируют на катионы водорода (H⁺, точнее, H₃O⁺) и анионы хлора (Cl^—). Бромид натрия (NaBr) находится в водном растворе не в виде молекул, а в виде гидратированных ионов Na⁺ и Br^— (кстати, в твердом бромиде натрия тоже присутствуют ионы).

Записывая «обычные» (молекулярные) уравнения, мы не учитываем, что в реакцию вступают не молекулы, а ионы. Вот, например, как выглядит уравнение реакции между соляной кислотой и гидроксидом натрия:

HCl + NaOH = NaCl + H₂O. (1)

Разумеется, эта схема не совсем верно описывает процесс. Как мы уже сказали, в водном растворе практически нет молекул HCl, а есть ионы H⁺ и Cl^—. Так же обстоят дела и с NaOH. Правильнее было бы записать следующее:

H⁺ + Cl^— + Na⁺ + OH^— = Na⁺ + Cl^— + H₂O. (2)

Это и есть полное ионное уравнение. Вместо «виртуальных» молекул мы видим частицы, которые реально присутствуют в растворе (катионы и анионы). Не будем пока останавливаться на вопросе, почему H₂O мы записали в молекулярной форме. Чуть позже это будет объяснено. Как видите, нет ничего сложного: мы заменили молекулы ионами, которые образуются при их диссоциации.

Впрочем, даже полное ионное уравнение не является безупречным. Действительно, присмотритесь повнимательнее: и в левой, и в правой частях уравнения (2) присутствуют одинаковые частицы — катионы Na⁺ и анионы Cl^—. В процессе реакции эти ионы не изменяются. Зачем тогда они вообще нужны? Уберем их и получим краткое ионное уравнение:

H⁺ + OH^— = H₂O. (3)

Как видите, все сводится к взаимодействию ионов H⁺ и OH^— c образованием воды (реакция нейтрализации).

Все, полное и краткое ионные уравнения записаны. Если бы мы решали задачу 31 на ЕГЭ по химии, то получили бы за нее максимальную оценку — 2 балла.

Итак, еще раз о терминологии:

• HCl + NaOH = NaCl + H₂O — молекулярное уравнение («обычное» уравнения, схематично отражающее суть реакции);
• H⁺ + Cl^— + Na⁺ + OH^— = Na⁺ + Cl^— + H₂O — полное ионное уравнение (видны реальные частицы, находящиеся в растворе);
• H⁺ + OH^— = H₂O — краткое ионное уравнение (мы убрали весь «мусор» — частицы, которые не участвуют в процессе).

Алгоритм написания ионных уравнений

1. Составляем молекулярное уравнение реакции.
2. Все частицы, диссоциирующие в растворе в ощутимой степени, записываем в виде ионов; вещества, не склонные к диссоциации, оставляем «в виде молекул».
3. Убираем из двух частей уравнения т. н. ионы-наблюдатели, т. е. частицы, которые не участвуют в процессе.
4. Проверяем коэффициенты и получаем окончательный ответ — краткое ионное уравнение.

Пример 1. Составьте полное и краткое ионные уравнения, описывающие взаимодействие водных растворов хлорида бария и сульфата натрия.

Решение. Будем действовать в соответствии с предложенным алгоритмом. Составим сначала молекулярное уравнение. Хлорид бария и сульфат натрия — это две соли. Заглянем в раздел справочника «Свойства неорганических соединений». Видим, что соли могут взаимодействовать друг с другом, если в ходе реакции образуется осадок. Проверим:

BaCl₂ + Na₂SO₄ = BaSO₄↓ + 2NaCl.

Таблица растворимости подсказывает нам, что BaSO₄ действительно не растворяется в воде (направленная вниз стрелка, напомню, символизирует, что данное вещество выпадает в осадок). Молекулярное уравнение готово, переходим к составлению полного ионного уравнения. Обе соли, присутствующие в левой части, записываем в ионной форме, а вот в правой части оставляем BaSO₄ в «молекулярной форме» (о причинах этого — чуть позже!) Получаем следующее:

Ba²⁺ + 2Cl^— + 2Na⁺ + SO₄^2- = BaSO₄↓ + 2Cl^— + 2Na⁺.

Осталось избавиться от балласта: убираем ионы-наблюдатели. В данном случае в процессе не участвуют катионы Na⁺ и анионы Cl^—. Стираем их и получаем краткое ионное уравнение:

Ba²⁺ + SO₄^2- = BaSO₄↓.

А теперь поговорим подробнее о каждом шаге нашего алгоритма и разберем еще несколько примеров.

Как составить молекулярное уравнение реакции

Должен сразу вас разочаровать. В этом пункте не будет однозначных рецептов. Действительно, вряд ли можно рассчитывать, что я смогу разобрать здесь ВСЕ возможные уравнения реакций, которые могут встретиться вам на ЕГЭ или ОГЭ по химии.

Ваш помощник — раздел «Свойства неорганических соединений». Если вы хорошо знакомы с четырьмя базовыми классами неорганических веществ (оксиды, основания, кислоты, соли), если вам известны химические свойства этих классов и методы их получения, можете на 95% быть уверены в том, что у вас не будет проблем на экзамене с написанием молекулярных уравнений.

Оставшиеся 5% — это некоторые «специфические» реакции, которые мы не сможем перечислить. Не будем лить слез по поводу этих 5%, а вспомним лучше номенклатуру и химические свойства базовых классов неорганических веществ. Три задания для самостоятельной работы:

Упражнение 1. Напишите молекулярные формулы следующих веществ: оксид фосфора (V), нитрат цезия, сульфат хрома (III), бромоводородная кислота, карбонат аммония, гидроксид свинца (II), фосфат стронция, кремниевая кислота. Если при выполнении задания у вас возникнут проблемы, обратитесь к разделу справочника «Названия кислот и солей».

Упражнение 2. Дополните уравнения следующих реакций:

1. KOH + H₂SO₄ =
2. H₃PO₄ + Na₂O=
3. Ba(OH)₂ + CO₂=
4. NaOH + CuBr₂=
5. K₂S + Hg(NO₃)₂=
6. Zn + FeCl₂=

Упражнение 3. Напишите молекулярные уравнения реакций (в водном растворе) между: а) карбонатом натрия и азотной кислотой, б) хлоридом никеля (II) и гидроксидом натрия, в) ортофосфорной кислотой и гидроксидом кальция, г) нитратом серебра и хлоридом калия, д) оксидом фосфора (V) и гидроксидом калия.

Искренне надеюсь, что у вас не возникло проблем с выполнением этих трех заданий. Если это не так, необходимо вернуться к теме «Химические свойства основных классов неорганических соединений».

Как превратить молекулярное уравнение в полное ионное уравнение

Начинается самое интересное. Мы должны понять, какие вещества следует записывать в виде ионов, а какие — оставить в «молекулярной форме». Придется запомнить следующее.

В виде ионов записывают:

• растворимые соли (подчеркиваю, только соли хорошо растворимые в воде);
• щелочи (напомню, что щелочами называют растворимые в воде основания, но не NH₄OH);
• сильные кислоты (H₂SO₄, HNO₃, HCl, HBr, HI, HClO₄, HClO₃, H₂SeO₄,.).

Как видите, запомнить этот список совсем несложно: в него входят сильные кислоты и основания и все растворимые соли. Кстати, особо бдительным юным химикам, которых может возмутить тот факт, что сильные электролиты (нерастворимые соли) не вошли в этот перечень, могу сообщить следующее: НЕвключение нерастворимых солей в данный список вовсе не отвергает того, что они являются сильными электролитами.

Все остальные вещества должны присутствовать в ионных уравнениях в виде молекул. Тем требовательным читателям, которых не устраивает расплывчатый термин «все остальные вещества», и которые, следуя примеру героя известного фильма, требуют «огласить полный список» даю следующую информацию.

В виде молекул записывают:

• все нерастворимые соли;
• все слабые основания (включая нерастворимые гидроксиды, NH₄OH и сходные с ним вещества);
• все слабые кислоты (H₂СO₃, HNO₂, H₂S, H₂SiO₃, HCN, HClO, практически все органические кислоты.);
• вообще, все слабые электролиты (включая воду!);
• оксиды (всех типов);
• все газообразные соединения (в частности, H₂, CO₂, SO₂, H₂S, CO);
• простые вещества (металлы и неметаллы);
• практически все органические соединения (исключение — растворимые в воде соли органических кислот).

Уф-ф, кажется, я ничего не забыл! Хотя проще, по-моему, все же запомнить список N 1. Из принципиально важного в списке N 2 еще раз отмечу воду.

Давайте тренироваться!

Пример 2. Составьте полное ионное уравнение, описывающие взаимодействие гидроксида меди (II) и соляной кислоты.

Решение. Начнем, естественно, с молекулярного уравнения. Гидроксид меди (II) — нерастворимое основание. Все нерастворимые основания реагируют с сильными кислотами с образованием соли и воды:

Cu(OH)₂ + 2HCl = CuCl₂ + 2H₂O.

А теперь выясняем, какие вещества записывать в виде ионов, а какие — в виде молекул. Нам помогут приведенные выше списки. Гидроксид меди (II) — нерастворимое основание (см. таблицу растворимости), слабый электролит. Нерастворимые основания записывают в молекулярной форме. HCl — сильная кислота, в растворе практически полностью диссоциирует на ионы. CuCl₂ — растворимая соль. Записываем в ионной форме. Вода — только в виде молекул! Получаем полное ионное уравнение:

Сu(OH)₂ + 2H⁺ + 2Cl^— = Cu²⁺+ 2Cl^— + 2H₂O.

Пример 3. Составьте полное ионное уравнение реакции диоксида углерода с водным раствором NaOH.

Решение. Диоксид углерода — типичный кислотный оксид, NaOH — щелочь. При взаимодействии кислотных оксидов с водными растворами щелочей образуются соль и вода. Составляем молекулярное уравнение реакции (не забывайте, кстати, о коэффициентах):

CO₂ + 2NaOH = Na₂CO₃ + H₂O.

CO₂ — оксид, газообразное соединение; сохраняем молекулярную форму. NaOH — сильное основание (щелочь); записываем в виде ионов. Na₂CO₃ — растворимая соль; пишем в виде ионов. Вода — слабый электролит, практически не диссоциирует; оставляем в молекулярной форме. Получаем следующее:

СO₂ + 2Na⁺ + 2OH^— = Na²⁺+ CO₃^2- + H₂O.

Пример 4. Сульфид натрия в водном растворе реагирует с хлоридом цинка с образованием осадка. Составьте полное ионное уравнение данной реакции.

Решение. Сульфид натрия и хлорид цинка — это соли. При взаимодействии этих солей выпадает осадок сульфида цинка:

Na₂S + ZnCl₂ = ZnS↓ + 2NaCl.

Я сразу запишу полное ионное уравнение, а вы самостоятельно проанализируете его:

2Na⁺ + S^2- + Zn²⁺ + 2Cl^— = ZnS↓ + 2Na⁺ + 2Cl^—.

Предлагаю вам несколько заданий для самостоятельной работы и небольшой тест.

Упражнение 4. Составьте молекулярные и полные ионные уравнения следующих реакций:

1. NaOH + HNO₃ =
2. H₂SO₄ + MgO =
3. Ca(NO₃)₂ + Na₃PO₄ =
4. CoBr₂ + Ca(OH)₂ =

Тема «Ионные уравнения»

Обязательно используем для работы таблицу
растворимости.

! Учим наизусть:

     Слабые электролиты – нерастворимые↓: основания, кислота H₂SiO₃, соли;

                                     
      — все оксиды, H₂O.

                                     
      — газы ↑: CO₂, SO₂, H₂S, NH₃.

   Сильные электролиты –  растворимые основания (щелочи),
соли;

                                      
      — кислоты H₂SO₄, HNO₃, HCl,
HBr, HI.

·       
Некоторые вещества при
получении распадаются, вместо них пишем две формулы продуктов распада: H₂CO₃ = H₂O + CO₂↑     H₂SO₃ = H₂O + SO₂↑    

                                                 
                           NH₄OH = H₂O + NH₃↑

Помним, что при
составлении формул веществ применяем правило:

·       
формулы ионов – заряды
ионов – индексы (делаем «крест-накрест», если нужно)

Все
заряды ионов есть в таблице растворимости!

Алгоритм составления ионно-молекулярных
уравнений (ИМУ)

Определение возможности протекания реакции
ионного обмена

Алгоритм	пример
1. Составляем формулы исходных веществ.	нитрат меди (II) + гидроксид калия              Cu(NO3)2 + KOH
2. Проверяем по табл.раств. другое сочетание ионов.	Cu(NO3)2    +    KOH
3. Если при этом получается одно     нерастворимое вещество (или вода, или газ),     реакция  ИДЕТ.	Cu(NO3)2 + 2KOH = Cu(OH)2↓ + 2KNO3
4. Если оба вещества получаются растворимые,     реакция  НЕ ИДЕТ. Знак = зачеркиваем,     формулы продуктов не пишем.	нитрат меди (II) + хлорид калия                     Cu(NO3)2    +    KCl                                                   Cu(NO3)2  +  KCl ≠