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 &#x2193 + 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 &#x2193 + 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 &#x2193.

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&#x2193 + 2NaCl.

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

2Na + + S 2- + Zn 2+ + 2Cl — = ZnS&#x2193 + 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.

Гидролиз

О чем эта статья:

11 класс, ЕГЭ/ОГЭ

Определение гидролиза

Гидролизации подвержены как органические, так и неорганические вещества: углеводы, белки, оксиды, карбиды, соли и т. д. Например, гидролиз органических соединений напрямую связан с пищеварением — с его помощью происходит распад и усвоение клетками организма жиров, белков, углеводов. Но сейчас мы займемся неорганической химией и рассмотрим гидролизацию на примере солей.

Условия гидролиза

Далеко не все соединения распадаются, вступая в реакцию с молекулами воды. Сейчас мы на примере солей рассмотрим, какие вещества подвергаются гидролизу, а какие нет, и от чего это зависит.

Начнем с того, что любая соль включает основание — амфотерный гидроксид, и кислотный остаток.

сульфат меди CuSO4состоит из основания Cu(ОН)2и кислоты H2SO4;

хлорид натрия NaCl состоит из основания NaOH и кислоты HCl;

хлорид цинка ZnCl2состоит из основания Zn(ОН)2 и кислоты HCI;

карбонат натрия Na2CO3состоит из основания NaOH и кислоты H2CO3.

В жизни первым разрушается самое слабое, и гидролиз в химии действует по тому же принципу. В ходе этой реакции распадаются более слабые соединения (основания или кислотные остатки). Слабый катион или слабый анион вступают во взаимодействие с ионами воды и связывают один из них или оба. В растворе образуется избыток ионов H + или гидроксильная группа OH − .

В зависимости от того, какие соли подвергаются гидролизу — со слабым основанием или слабой кислотой, в итоге может получиться кислая, щелочная или нейтральная среда водного раствора.

А что происходит, если соль состоит из сильного основания и сильного кислотного остатка? Ничего. 🙂 В этом случае ее сильные катионы и анионы не взаимодействуют с ионами воды. Такая соль не распадается, то есть не подвержена гидролизу.

Схема химической реакции гидролиза выглядит так:

XY + HOH ↔ XH + HOY

В данном случае:

XY — формула соли;

XH — кислотный остаток;

Индикаторы среды раствора

Для определения среды раствора за считанные секунды используются специальные индикаторы. Самый распространенный из них — лакмусовая бумага, но также популярны фенолфталеин и метиловый оранжевый. В нейтральной среде они не меняют свой цвет, а в кислотной или щелочной — приобретают другую окраску.

Изменение цвета индикатора однозначно говорит о том, что произошла гидролизация. Однако если цвет остался тем же — это не всегда означает отсутствие гидролиза. Среда будет почти нейтральной и в том случае, когда гидролизу подвергается соль со слабым основанием и слабой кислотой. Но об этом поговорим дальше, а пока посмотрите таблицу.

Виды гидролиза

Мы выяснили, что в составе соли может быть слабый ион, который и отвечает за гидролизацию. Он находится в основании, в кислотном остатке или в обоих компонентах, и от этого зависит тип гидролиза.

Соль с сильным основанием и сильной кислотой

Гидролиз отсутствует. Как вы уже знаете, при наличии сильного основания и сильного кислотного остатка соль не распадается при взаимодействии с водой. Так, например, невозможен гидролиз хлорида натрия (NaCl), поскольку в составе этого вещества нет слабых ионов. К таким же не подверженным гидролизации солям относят KClO₄, Ba(NO₃)₂ и т. д.

Среда водного раствора — нейтральная, т. е. pH = 7.

Реакция индикаторов: не меняют свой цвет (лакмус остается фиолетовым, а фенолфталеин — бесцветным).

Соль со слабым основанием и сильной кислотой

Гидролиз по катиону. Как мы помним, гидролизация происходит только при наличии слабого иона, в данном случае — иона основания. Его катион вступает в реакцию и связывает гидроксид-ионы воды OH − . В итоге образуется раствор с избытком ионов водорода H + .

Среда водного раствора — кислая, pH меньше 7.

Реакция индикаторов: фенолфталеин остается бесцветным, лакмус и метиловый оранжевый — краснеют.

Нитрат аммония NH₄NO₃ состоит из слабого основания NH₄OH и сильного кислотного остатка HNO₃, поэтому он гидролизуется по катиону, то есть его катион NH₄ + связывает ионы воды OH − .

Соль с сильным основанием и слабой кислотой

Гидролиз по аниону. Если слабым оказывается ион кислотного остатка, его отрицательно заряженная частица (анион) взаимодействует с катионом водорода H + в молекуле воды. В итоге получается раствор с повышенным содержанием OH − .

Среда водного раствора — щелочная, pH больше 7.

Реакция индикаторов: фенолфталеин становится малиновым, лакмус — синим, а метиловый оранжевый желтеет.

Нитрат калия KNO₂ отличается сильным основанием KOH и слабым кислотным остатком HNO₂, поэтому он гидролизуется по аниону. Другими словами, анион кислоты NO₂ − связывает ионы воды H + .

Молекулярное уравнение: KNO₂ + H₂O ↔ HNO₂ + KOH

Ионное уравнение: K + + NO₂ − + HOH ↔ HNO₂ + K + + OH −

Гидролиз по катиону и аниону. Если у соли оба компонента — слабые, при взаимодействии с водой в реакцию вступает и анион, и катион. При этом катион основания связывает ионы воды OH − а анион кислоты связывает ионы H +

Среда водного раствора: нейтральная, слабокислая или слабощелочная.

Реакция индикаторов: могут не изменить свой цвет.

Цианид аммония NH₄CN включает слабое основание NH₄OH и слабую кислоту HCN.

Молекулярное уравнение: NH₄CN + H₂O ↔ NH₄OH + HCN

Ионное уравнение: NH₄ + + CN − + HOH ↔ NH₄OH + HCN

Среда в данном случае будет слабощелочной.

Обобщим все эти сведения в таблице гидролиза солей.

Ступенчатый гидролиз

Любой из видов гидролиза может проходить ступенчато. Так бывает в тех случаях, когда с водой взаимодействует соль с многозарядными катионами и анионами. Сколько ступеней будет включать процесс — зависит от числового заряда иона, отвечающего за гидролиз.

Как определить количество ступеней:

если соль содержит слабую многоосновную кислоту — число ступеней равняется основности этой кислоты;

если соль содержит слабое многокислотное основание — число ступеней определяют по кислотности основания.

Для примера рассмотрим гидролиз карбоната калия K₂CO₃. У нас есть двухосновная слабая кислота H₂CO₃, а значит, гидролизация пройдет по аниону в две ступени.

I ступень: K₂CO₃+HOH ↔ KOH+KHCO₃, итогом которой стало получение гидроксида калия (KOH) и кислой соли (KHCO₃).

II ступень: K₂HCO₃+HOH ↔ KOH+H₂CO₃, в итоге получился тот же гидроксид калия (KOH) и слабая угольная кислота (H₂CO₃).

Для приблизительных расчетов обычно принимают в учет только результаты первой ступени.

Обратимый и необратимый гидролиз

Химические вещества могут гидролизоваться обратимо или необратимо. В первом случае распадается лишь некоторое количество частиц, а во втором — практически все. Если соль полностью разлагается водой, это необратимый процесс, и его называют полным гидролизом.

Необратимо гидролизуются соли, в составе которых есть слабые нерастворимые основания и слабые и/или летучие кислоты. Такие соединения могут существовать лишь в сухом виде, их не получить путем смешивания водных растворов других солей.

Например, полному гидролизу подвергается сульфид алюминия:

Как видите, в результате гидролизации образуется гидроксид алюминия и сероводород.

Необратимые реакции при взаимодействии с водой имеют место и в органической химии. В качестве примера рассмотрим полный гидролиз органического вещества — карбида кальция, в результате которого образуется ацетилен:

Степень гидролиза

Взаимодействие соли или другого химического соединения с водой может усиливаться или ослабляться в зависимости от нескольких факторов. Если нужно получить количественное выражение гидролиза, говорят о его степени, которая указывается в процентах.

h — степень гидролиза,

n_гидр. — количество гидролизованного вещества,

n_общ. — общее количество растворенного в воде вещества.

На степень гидролизации может повлиять:

температура, при которой происходит процесс;

концентрация водного раствора;

состав участвующих в гидролизе веществ.

Можно усилить гидролиз с помощью воды (просто разбавить полученный раствор) или стимулировать процесс повышением температуры. Более сложным способом будет добавление в раствор такого вещества, которое могло бы связать один из продуктов гидролиза. К соли со слабой кислотой и сильным основанием нужно добавить соль со слабым основанием и сильной кислотой.

Для ослабления гидролиза раствор охлаждают и/или делают более концентрированным. Также можно изменить его состав: если гидролизация идет по катиону — добавляют кислоту, а если по аниону — щелочь.

Итак, мы разобрались, что такое гидролиз солей и каким он бывает. Пора проверить свои знания и ответить на вопросы по материалу.

Вопросы для самопроверки:

Назовите необходимое условие для гидролиза.

Какие типы гидролиза вы знаете?

В каком случае в результате гидролиза может образоваться слабощелочная или слабокислая среда?

По какому типу гидролизуется соль с сильным основанием и слабым кислотным остатком?

При гидролизе соли с сильным основанием и слабой кислотой для ослабления процесса нужно добавить в раствор кислоту или щелочь?

Как воздействует на гидролиз разбавление раствора водой?

Как определяется количество ступеней гидролиза?

Какая среда раствора образуется при гидролизации солей NaF, KCl, FeBr₂, Na₂PO₄? Ответов может быть несколько.

Какие из солей гидролизуются по катиону: Csl, FeSO₄, RbNO₃, CuSO₄, Mn(NO₃)₂? Ответов может быть несколько.

Какая из солей не подвергается гидролизу: K₂HPO₄, KNO₃, KCN, Ni(NO₃)₂?

1.4.6. Реакции ионного обмена.

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:

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:

Как можно заметить из уравнения (2), что до реакции, что после в растворе находятся ионы NO₃ − 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):

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:

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 − + 2H₂O

Сократим одинаковые ионы слева и справа и получим:

Разделив и левую и правую часть на 2, получим:

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, H₂SO₄, HNO₃, HClO₄ ) (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 H₂O
2) Слабых кислот (H₂S, H₂CO₃, HF, HCN, CH₃COOH (и др. практически все органические)).
3) Слабых оcнований («NH₄OH» 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:

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:

Сократив сульфат-ионы слева и справа, получаем:

разделив обе части уравнения на 2 получаем сокращенное ионное уравнение:

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 + + CO₃ 2- + Ca 2+ + 2Cl − = CaCO₃↓+ 2Na + + 2Cl −

Сократив одинаковые ионы слева и справа в данном уравнении, получим сокращенное ионное:

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 CaCO₃ 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,

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).

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:

т.к. Cu(OH)₂ нерастворим, хотя потенциальный продукт CuS был бы осадком.

А вот реакция между NaOH и Cu(NO₃)₂ протекает, так оба исходных вещества растворимы и дают осадок Cu(OH)₂:

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.

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 осадок 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:

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 H₂CO₃, «NH₄OH» и H₂SO₃:

(«NH₄OH» — такая запись формулы в кавычках подразумевает, что в реальности вещества с такой формулой не существует. Формула используется для большей простоты промежуточных записей. В реальности вместо «гидроксида аммония» правильнее писать формулу гидрата аммиака NH₃·H₂O).

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:

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 — + H₂S↑

Сократив одинаковые ионы получаем:

2) Для уравнения:

В ионном виде запишутся Na₂CO₃, Na₂SO₄ как хорошо растворимые соли и H₂SO₄ как сильная кислота. Вода является малодиссоциирующим веществом, а CO₂ и вовсе неэлектролит, поэтому их формулы будут записываться в молекулярном виде:

3) для уравнения:

Молекулы воды и аммиака запишутся целиком, а NH₄NO₃, KNO₃ и KOH запишутся в ионном виде , т.к. все нитраты являются хорошо растворимыми солями, а KOH является гидроксидом щелочного металла, т.е. сильным основанием:

Полное и сокращенное уравнение будут иметь вид: