Hoe schrijf je een ionische vergelijking?

Video: How To Write Net Ionic Equations In Chemistry - A Simple Method!

Inhoud

Stappen
Deel 1 van 2: Componenten van de Ionische vergelijking
Deel 2 van 2: Ionische vergelijkingen schrijven
Tips

Ionische vergelijkingen zijn een integraal onderdeel van de chemie. Ze bevatten alleen die componenten die veranderen in de loop van een chemische reactie. Meestal worden ionische vergelijkingen gebruikt om redoxreacties, uitwisselings- en neutralisatiereacties te beschrijven.Het schrijven van een ionische vergelijking vereist drie basisstappen: het balanceren van de moleculaire vergelijking van een chemische reactie, het vertalen ervan in een volledige ionische vergelijking (dat wil zeggen, het schrijven van de componenten zoals ze in oplossing bestaan), en tenslotte het schrijven van een korte ionische vergelijking.

Stappen

Deel 1 van 2: Componenten van de Ionische vergelijking

1 Begrijp het verschil tussen moleculair en Ionische bestanddelen. Om de ionische vergelijking te schrijven, is de eerste stap het bepalen van de ionische verbindingen die bij de reactie betrokken zijn. Ionische stoffen zijn stoffen die dissociëren (ontleden) in geladen ionen in waterige oplossingen. Moleculaire verbindingen worden niet afgebroken tot ionen. Ze zijn samengesteld uit twee niet-metalen elementen en worden soms covalente verbindingen genoemd.
- Ionische verbindingen kunnen voorkomen tussen een metaal en een niet-metaal, een metaal en polyatomaire ionen, of tussen meerdere polyatomaire ionen.
- Als je twijfelt tot welke groep een bepaalde verbinding behoort, kijk dan naar de eigenschappen van de samenstellende elementen in het periodiek systeem.
2 Bepaal de oplosbaarheid van de verbinding. Niet alle ionische verbindingen lossen op in waterige oplossingen, dat wil zeggen, ze dissociëren niet allemaal in afzonderlijke ionen. Voordat u begint met het schrijven van de vergelijking, moet u de oplosbaarheid van elke verbinding vinden. Hieronder staan korte regels voor oplosbaarheid. Meer details en uitzonderingen op de regel vindt u in de ontbindingstabel.
- Volg de regels in de volgorde waarin ze hieronder worden gegeven:
- alle zouten Na, K en NH₄ oplossen;
- alle zouten NEE₃, C₂H₃O₂, ClO₃ en ClO₄ oplosbaar;
- alle zouten Ag, Pb en Hg₂ onoplosbaar;
- alle Cl-, Br- en I-zouten lossen op;
- zouten CO₃, O, S, OH, PO₄, CrO₄, Cr₂O₇ en dus₃ onoplosbaar (met enkele uitzonderingen);
- ZO zouten₄ oplosbaar (met enkele uitzonderingen).
3 Bepaal het kation en anion van de verbinding. Positief geladen ionen (meestal metalen) worden kationen genoemd. Anionen hebben een negatieve lading, meestal niet-metaalionen. Sommige niet-metalen kunnen niet alleen anionen vormen, maar ook kationen, terwijl metaalatomen altijd als kationen werken.
- In de verbinding NaCl (keukenzout) is Na bijvoorbeeld een positief geladen kation omdat het een metaal is en is Cl een negatief geladen anion omdat het een niet-metaal is.
4 Bepaal de polyatomaire (complexe) ionen die bij de reactie betrokken zijn. Zulke ionen zijn geladen moleculen, waartussen de atomen zo'n sterke binding hebben dat ze bij chemische reacties niet uit elkaar gaan. Het is noodzakelijk om polyatomaire ionen te identificeren, omdat ze hun eigen lading hebben en niet vervallen in individuele atomen. Polyatomaire ionen kunnen zowel positieve als negatieve ladingen hebben.
- In je algemene scheikundecursus moet je waarschijnlijk enkele van de meest voorkomende polyatomaire ionen uit je hoofd leren.
- De meest voorkomende polyatomaire ionen zijn CO₃, NEE₃, NEE₂, DUS₄, DUS₃, ClO₄ en ClO₃.
- Er zijn veel andere polyatomaire ionen die te vinden zijn in een scheikundeboek of op internet.

Deel 2 van 2: Ionische vergelijkingen schrijven

1 Breng de volledige moleculaire vergelijking in evenwicht. Voordat u begint met het schrijven van de ionische vergelijking, moet u de oorspronkelijke moleculaire vergelijking in evenwicht brengen. Om dit te doen, is het noodzakelijk om de overeenkomstige coëfficiënten voor de verbindingen te plaatsen, zodat het aantal atomen van elk element aan de linkerkant gelijk is aan hun aantal aan de rechterkant van de vergelijking.
- Noteer het aantal atomen voor elk element aan weerszijden van de vergelijking.
- Voeg coëfficiënten toe voor de elementen (behalve zuurstof en waterstof) zodat het aantal atomen van elk element aan de linker- en rechterkant van de vergelijking hetzelfde is.
- Breng de waterstofatomen in evenwicht.
- Breng de zuurstofatomen in evenwicht.
- Tel het aantal atomen voor elk element aan weerszijden van de vergelijking en zorg ervoor dat het hetzelfde is.
- Bijvoorbeeld, na het balanceren van de Cr + NiCl-vergelijking₂ -> CrCl₃ + Ni we krijgen 2Cr + 3NiCl₂ -> 2CrCl₃ + 3Ni.
2 Bepaal de toestand van elke stof die deelneemt aan de reactie. Dit kan vaak worden beoordeeld aan de hand van de toestand van het probleem. Er zijn bepaalde regels die helpen bepalen in welke staat een element of een verbinding zich bevindt.
- Als de toestand van een bepaald element niet wordt aangegeven in de toestand van het probleem, gebruik dan het periodiek systeem om dit te bepalen.
- Als de voorwaarde zegt dat de verbinding in oplossing is, markeer deze dan (rr).
- Als water in de vergelijking is opgenomen, gebruik dan de oplosbaarheidstabel om te bepalen of de ionische verbinding zal dissociëren. Bij hoge oplosbaarheid dissocieert de verbinding in water (rr). Als de verbinding een lage oplosbaarheid heeft, blijft deze vast (TV).
- Als water niet deelneemt aan de reactie, blijft de ionische verbinding in vaste vorm (TV).
- Als er een zuur of een base in het probleem voorkomt, worden deze opgelost in water (rr).
- Beschouw als voorbeeld de reactie 2Cr + 3NiCl₂ -> 2CrCl₃ + 3Ni. In zuivere vorm bevinden de elementen Cr en Ni zich in de vaste fase. NiCl₂ en CrCl₃ zijn oplosbare ionische verbindingen, dat wil zeggen dat ze in oplossing zijn. Deze vergelijking kan dus als volgt worden herschreven: 2Cr_(TV) + 3NiCl_2(rr) -> 2CrCl_3(rr) + 3Ni_(TV).
3 Bepaal welke verbindingen dissociëren (gescheiden in kationen en anionen) in oplossing. Bij dissociatie valt de verbinding uiteen in positieve (kation) en negatieve (anion) componenten. Deze componenten komen dan in de ionische vergelijking van de chemische reactie.
- Vaste stoffen, vloeistoffen, gassen, moleculaire verbindingen, ionische verbindingen met een lage oplosbaarheid, polyatomaire ionen en zwakke zuren dissociëren niet.
- Dissocieert volledig oplosbare ionische verbindingen (gebruik de oplosbaarheidstabel) en sterke zuren (HCl .)_(rr), HBr_(rr), HOI_(rr), H₂DUS_4(rr), HClO_4(rr) en HNO_3(rr)).
- Merk op dat hoewel polyatomaire ionen niet dissociëren, ze in de ionische verbinding kunnen worden opgenomen en ervan in oplossing kunnen worden gescheiden.
4 Bereken de lading van elk gedissocieerd ion. Onthoud daarbij dat metalen positief geladen kationen vormen en niet-metaalatomen in negatieve anionen veranderen. Bepaal de ladingen van de elementen volgens het periodiek systeem. Het is ook noodzakelijk om alle ladingen in neutrale verbindingen in evenwicht te brengen.
- In het bovenstaande voorbeeld NiCl₂ dissocieert in Ni en Cl en CrCl₃ ontleedt in Cr en Cl.
- Het nikkelion heeft een lading van 2+ omdat het is gebonden aan twee chloorionen, elk met een enkele negatieve lading. In dit geval moet één Ni-ion twee negatief geladen Cl-ionen in evenwicht houden. Het Cr-ion heeft een lading van 3+, omdat het drie negatief geladen Cl-ionen moet neutraliseren.
- Onthoud dat polyatomaire ionen hun eigen lading hebben.
5 Herschrijf de vergelijking zodat alle oplosbare verbindingen worden gescheiden in individuele ionen. Alles dat dissocieert of ioniseert (zoals sterke zuren) valt uiteen in twee afzonderlijke ionen. In dit geval blijft de stof in opgeloste toestand (rr). Controleer of de vergelijking in evenwicht is.
- Vaste stoffen, vloeistoffen, gassen, zwakke zuren en ionische verbindingen met een lage oplosbaarheid zullen hun toestand niet veranderen en zullen niet worden gescheiden in ionen. Laat ze zoals ze waren.
- Moleculaire verbindingen zullen eenvoudig in oplossing verstrooien en hun toestand zal veranderen in opgelost (rr). Er zijn drie moleculaire verbindingen die: niet gaat naar de staat (rr), dit is CH_4(G), C₃H_8(G) en C₈H_18(F).
- Voor de reactie in kwestie kan de volledige ionische vergelijking in de volgende vorm worden geschreven: 2Cr_(TV) + 3Ni_(rr) + 6Cl_(rr) -> 2Cr_(rr) + 6Cl_(rr) + 3Ni_(TV)... Als chloor geen deel uitmaakt van de verbinding, valt het uiteen in afzonderlijke atomen, dus vermenigvuldigden we het aantal Cl-ionen met 6 aan beide kanten van de vergelijking.
6 Annuleer de gelijke ionen aan de linker- en rechterkant van de vergelijking. Je kunt alleen die ionen doorstrepen die volledig identiek zijn aan beide kanten van de vergelijking (met dezelfde ladingen, subscripts, enzovoort). Herschrijf de vergelijking zonder deze ionen.
- In ons voorbeeld bevatten beide zijden van de vergelijking 6 Cl-ionen die kunnen worden doorgestreept. We krijgen dus een korte ionische vergelijking: 2Cr_(TV) + 3Ni_(rr) -> 2Cr_(rr) + 3Ni_(TV).
- Controleer het resultaat. De totale ladingen van de linker- en rechterkant van de ionische vergelijking moeten gelijk zijn.