Wie man ionische und molekulare Gleichungen schreibt. Ionische Gleichungen – Wissens-Hypermarkt

In Elektrolytlösungen finden Reaktionen zwischen hydratisierten Ionen statt, weshalb sie als ionische Reaktionen bezeichnet werden. In ihrer Richtung sind die Art und Stärke der chemischen Bindung in den Reaktionsprodukten wichtig. Typischerweise führt der Austausch in Elektrolytlösungen zur Bildung einer Verbindung mit einer stärkeren chemischen Bindung. Wenn also Lösungen der Bariumchloridsalze BaCl 2 und Kaliumsulfat K 2 SO 4 interagieren, enthält die Mischung vier Arten von hydratisierten Ionen Ba 2 + (H 2 O)n, Cl - (H 2 O)m, K + ( H 2 O) p, SO 2 -4 (H 2 O)q, zwischen denen die Reaktion gemäß der Gleichung abläuft:

BaCl 2 +K 2 SO 4 =BaSO 4 +2КCl

Bariumsulfat fällt in Form eines Niederschlags aus, in dessen Kristallen die chemische Bindung zwischen den Ionen Ba 2+ und SO 2- 4 stärker ist als die Bindung mit den sie hydratisierenden Wassermolekülen. Die Verbindung zwischen den K+- und Cl--Ionen übersteigt nur geringfügig die Summe ihrer Hydratationsenergien, sodass die Kollision dieser Ionen nicht zur Bildung eines Niederschlags führt.

Daher können wir die folgende Schlussfolgerung ziehen. Bei der Wechselwirkung solcher Ionen kommt es zu Austauschreaktionen, deren Bindungsenergie im Reaktionsprodukt viel größer ist als die Summe ihrer Hydratationsenergien.

Ionenaustauschreaktionen werden durch Ionengleichungen beschrieben. Schwerlösliche, flüchtige und leicht dissoziierte Verbindungen werden in molekularer Form geschrieben. Wenn bei der Wechselwirkung von Elektrolytlösungen keine der genannten Verbindungsarten entsteht, bedeutet dies, dass praktisch keine Reaktion stattfindet.

Bildung schwerlöslicher Verbindungen

Beispielsweise wird die Wechselwirkung zwischen Natriumcarbonat und Bariumchlorid in Form einer Molekülgleichung wie folgt geschrieben:

Na 2 CO 3 + BaCl 2 = BaCO 3 + 2NaCl oder in der Form:

2Na + +CO 2- 3 +Ba 2+ +2Сl - = BaCO 3 + 2Na + +2Сl -

Nur die Ionen Ba 2+ und CO -2 reagierten, der Zustand der übrigen Ionen änderte sich nicht, daher wird die kurze Ionengleichung die Form annehmen:

CO 2- 3 +Ba 2+ =BaCO 3

Bildung flüchtiger Stoffe

Die Molekülgleichung für die Wechselwirkung von Calciumcarbonat und Salzsäure wird wie folgt geschrieben:

CaCO 3 +2HCl=CaCl 2 +H 2 O+CO 2

Eines der Reaktionsprodukte – Kohlendioxid CO 2 – wurde in Form eines Gases aus der Reaktionskugel freigesetzt. Die erweiterte Ionengleichung lautet:

CaCO 3 +2H + +2Cl - = Ca 2+ +2Cl - +H 2 O+CO 2

Das Ergebnis der Reaktion wird durch die folgende kurze Ionengleichung beschrieben:

CaCO 3 +2H + =Ca 2+ +H 2 O+CO 2

Bildung einer leicht dissoziierten Verbindung

Ein Beispiel für eine solche Reaktion ist jede Neutralisationsreaktion, die zur Bildung von Wasser, einer leicht dissoziierten Verbindung, führt:

NaOH+HCl=NaCl+H 2 O

Na + +OH-+H + +Cl - = Na + +Cl - +H 2 O

OH-+H+=H 2 O

Aus der kurzen Ionengleichung folgt, dass der Prozess in der Wechselwirkung von H+- und OH--Ionen ausgedrückt wird.

Alle drei Reaktionstypen verlaufen irreversibel bis zum Abschluss.

Wenn man Lösungen von beispielsweise Natriumchlorid und Calciumnitrat zusammenführt, kommt es, wie die Ionengleichung zeigt, zu keiner Reaktion, da kein Niederschlag, kein Gas oder keine niedrig dissoziierende Verbindung entsteht:

Anhand der Löslichkeitstabelle stellen wir fest, dass AgNO 3, KCl, KNO 3 lösliche Verbindungen sind, AgCl eine unlösliche Substanz.

Wir stellen die Ionengleichung der Reaktion unter Berücksichtigung der Löslichkeit der Verbindungen auf:

Eine kurze Ionengleichung offenbart die Essenz der stattfindenden chemischen Umwandlung. Es ist zu erkennen, dass tatsächlich nur Ag+- und Cl--Ionen an der Reaktion beteiligt waren. Die übrigen Ionen blieben unverändert.

Beispiel 2. Stellen Sie eine Molekül- und Ionengleichung für die Reaktion zwischen: a) Eisen(III)-chlorid und Kaliumhydroxid auf; b) Kaliumsulfat und Zinkiodid.

a) Wir stellen die Molekülgleichung für die Reaktion zwischen FeCl 3 und KOH auf:

Anhand der Löslichkeitstabelle stellen wir fest, dass von den resultierenden Verbindungen nur Eisenhydroxid Fe(OH) 3 unlöslich ist. Wir stellen die Ionengleichung der Reaktion auf:

Die Ionengleichung zeigt, dass die Koeffizienten 3 in der Molekülgleichung gleichermaßen für Ionen gelten. Das allgemeine Regel Aufstellen von Ionengleichungen. Stellen wir die Reaktionsgleichung in kurzer Ionenform dar:

Diese Gleichung zeigt, dass an der Reaktion nur Fe3+- und OH--Ionen beteiligt waren.

b) Erstellen wir eine Molekülgleichung für die zweite Reaktion:

K 2 SO 4 + ZnI 2 = 2KI + ZnSO 4

Aus der Löslichkeitstabelle folgt, dass die Ausgangs- und resultierenden Verbindungen löslich sind, die Reaktion daher reversibel ist und nicht abgeschlossen ist. Tatsächlich wird hier kein Niederschlag, keine gasförmige Verbindung oder leicht dissoziierte Verbindung gebildet. Erstellen wir eine vollständige Ionengleichung für die Reaktion:

2K + +SO 2- 4 +Zn 2+ +2I - + 2K + + 2I - +Zn 2+ +SO 2- 4

Beispiel 3. Erstellen Sie unter Verwendung der Ionengleichung: Cu 2+ +S 2- -= CuS eine Molekülgleichung für die Reaktion.

Die Ionengleichung zeigt, dass sich auf der linken Seite der Gleichung Moleküle von Verbindungen befinden müssen, die Cu 2+- und S 2--Ionen enthalten. Diese Stoffe müssen wasserlöslich sein.

Gemäß der Löslichkeitstabelle werden wir zwei lösliche Verbindungen auswählen, darunter das Cu 2+-Kation und das S 2--Anion. Lassen Sie uns eine Molekülgleichung für die Reaktion zwischen diesen Verbindungen erstellen:

CuSO 4 +Na 2 S CuS+Na 2 SO 4

Beim Aufstellen von Ionengleichungen sollte man sich daran orientieren, dass die Formeln leicht dissoziierender, unlöslicher und gasförmiger Stoffe in molekularer Form geschrieben sind. Fällt ein Stoff aus, so steht, wie Sie bereits wissen, neben seiner Formel ein nach unten zeigender Pfeil (↓), und wenn bei der Reaktion ein gasförmiger Stoff freigesetzt wird, wird neben seiner Formel ein nach oben zeigender Pfeil (↓) platziert .

Wenn beispielsweise eine Lösung von Bariumchlorid BaCl 2 zu einer Lösung von Natriumsulfat Na 2 SO 4 gegeben wird (Abb. 132), dann bildet sich als Ergebnis der Reaktion ein weißer Niederschlag aus Bariumsulfat BaSO 4. Schreiben wir die Molekülgleichung der Reaktion:

Reis. 132.
Reaktion zwischen Natriumsulfat und Bariumchlorid

Schreiben wir diese Gleichung um und stellen starke Elektrolyte in Form von Ionen und Reaktionen, die die Kugel verlassen, als Moleküle dar:

Damit haben wir die vollständige Ionengleichung der Reaktion niedergeschrieben. Wenn wir identische Ionen von beiden Seiten der Gleichung ausschließen, also Ionen, die nicht an der Reaktion teilnehmen (2Na + und 2Cl - auf der linken und rechten Seite der Gleichung), erhalten wir die abgekürzte Ionengleichung der Reaktion:

Diese Gleichung zeigt, dass das Wesen der Reaktion auf die Wechselwirkung von Bariumionen Ba 2+ und Sulfationen reduziert wird, wodurch ein Niederschlag von BaSO 4 entsteht. Dabei spielt es keine Rolle, in welchem ​​Elektrolyten sich diese Ionen vor der Reaktion befanden. Eine ähnliche Wechselwirkung kann zwischen K 2 SO 4 und Ba(NO 3) 2, H 2 SO 4 und BaCl 2 beobachtet werden.

Laborversuch Nr. 17
Wechselwirkung zwischen Lösungen von Natriumchlorid und Silbernitrat

Zu 1 ml Natriumchloridlösung in einem Reagenzglas einige Tropfen Silbernitratlösung mit einer Pipette hinzufügen. Was beobachten Sie? Schreiben Sie die Molekül- und Ionengleichungen für die Reaktion auf. Schlagen Sie anhand der abgekürzten Ionengleichung mehrere Möglichkeiten vor, eine solche Reaktion mit anderen Elektrolyten durchzuführen. Schreiben Sie die Molekülgleichungen für die durchgeführten Reaktionen auf.

Somit stellen abgekürzte Ionengleichungen Gleichungen in allgemeiner Form dar, die das Wesen charakterisieren chemische Reaktion und zeigen, welche Ionen reagieren und welcher Stoff dabei entsteht.

Reis. 133.
Reaktion zwischen Salpetersäure und Natriumhydroxid

Wenn einer durch Phenolphthalein purpurrot gefärbten Natriumhydroxidlösung ein Überschuss an Salpetersäurelösung zugesetzt wird (Abb. 133), verfärbt sich die Lösung, was als Signal für das Auftreten einer chemischen Reaktion dient:

NaOH + HNO 3 = NaNO 3 + H 2 O.

Die vollständige Ionengleichung für diese Reaktion lautet:

Na + + OH - + H + + NO 3 = Na + + NO - 3 + H 2 O.

Da aber die Na+- und NO-3-Ionen in der Lösung unverändert bleiben, können sie nicht geschrieben werden, und letztendlich lautet die abgekürzte Ionengleichung der Reaktion wie folgt:

H + + OH - = H 2 O.

Es zeigt, dass die Wechselwirkung einer starken Säure und eines Alkalis auf die Wechselwirkung von H + -Ionen und OH – -Ionen reduziert wird, wodurch eine niedrig dissoziierende Substanz entsteht – Wasser.

Eine solche Austauschreaktion kann nicht nur zwischen Säuren und Laugen stattfinden, sondern auch zwischen Säuren und unlösliche Basen. Wenn Sie beispielsweise einen blauen Niederschlag erhalten unlösliches Hydroxid Kupfer (II) durch Wechselwirkung von Kupfer (II)-sulfat mit Alkali (Abb. 134):

Teilen Sie dann den resultierenden Niederschlag in drei Teile und geben Sie eine Schwefelsäurelösung zum Niederschlag im ersten Reagenzglas, Salzsäure zum Niederschlag im zweiten Reagenzglas und eine Salpetersäurelösung zum Niederschlag im dritten Reagenzglas , dann löst sich der Niederschlag in allen drei Reagenzgläsern auf (Abb. 135) .

Reis. 135.
Reaktion von Kupfer(II)hydroxid mit Säuren:
a - Schwefel; b - Salz; c - Stickstoff

Dies bedeutet, dass in allen Fällen eine chemische Reaktion stattgefunden hat, deren Wesen durch dieselbe Ionengleichung wiedergegeben wird.

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

Um dies zu überprüfen, schreiben Sie die molekularen, vollständigen und abgekürzten Ionengleichungen der oben genannten Reaktionen auf.

Laborversuch Nr. 18
Herstellung von unlöslichem Hydroxid und seine Wechselwirkung mit Säuren

Gießen Sie 1 ml Eisen(III)-chlorid- oder -sulfatlösung in drei Reagenzgläser. Gießen Sie 1 ml Alkalilösung in jedes Reagenzglas. Was beobachten Sie? Geben Sie dann Lösungen von Schwefel-, Salpeter- und Salzsäure in die Reagenzgläser, bis der Niederschlag verschwindet. Schreiben Sie die Molekül- und Ionengleichungen für die Reaktion auf.

Schlagen Sie mehrere Möglichkeiten vor, eine solche Reaktion mit anderen Elektrolyten durchzuführen. Schreiben Sie die Molekülgleichungen für die vorgeschlagenen Reaktionen auf.

Betrachten wir ionische Reaktionen, die bei der Gasbildung auftreten.

Gießen Sie 2 ml Lösungen von Natriumcarbonat und Kaliumcarbonat in zwei Reagenzgläser. Gießen Sie dann Salzsäure in den ersten und eine Salpetersäurelösung in den zweiten (Abb. 136). In beiden Fällen werden wir aufgrund des freigesetzten Kohlendioxids ein charakteristisches „Sieden“ bemerken.

Reis. 136.
Wechselwirkung löslicher Carbonate:
a - c Salzsäure; b - mit Salpetersäure

Schreiben wir die molekularen und ionischen Reaktionsgleichungen für den ersten Fall auf:

In Elektrolytlösungen auftretende Reaktionen werden mithilfe von Ionengleichungen beschrieben. Diese Reaktionen werden Ionenaustauschreaktionen genannt, da Elektrolyte in Lösungen ihre Ionen austauschen. Somit lassen sich zwei Schlussfolgerungen ziehen.

Schlüsselwörter und Phrasen

1. Molekulare und ionische Reaktionsgleichungen.
2. Ionenaustauschreaktionen.
3. Neutralisationsreaktionen.

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Fragen und Aufgaben

Nicht alle Stoffe haben in Wasser gelöst die Fähigkeit, elektrischen Strom zu leiten. Diese Verbindungen, Wasser Lösungen genannt, die in der Lage sind, elektrischen Strom zu leiten Elektrolyte. Elektrolyte leiten Strom aufgrund der sogenannten Ionenleitfähigkeit, die viele Verbindungen mit ionischer Struktur (Salze, Säuren, Basen) besitzen. Es gibt Stoffe, die stark polare Bindungen haben, aber in Lösung unvollständig ionisiert werden (z. B. Quecksilberchlorid II) – das sind schwache Elektrolyte. Viele in Wasser gelöste organische Verbindungen (Kohlenhydrate, Alkohole) zerfallen nicht in Ionen, sondern behalten ihre molekulare Struktur. Solche Stoffe leiten keinen elektrischen Strom und werden gerufen Nicht-Elektrolyte.

Hier sind einige Prinzipien, anhand derer festgestellt werden kann, ob es sich bei einer bestimmten Verbindung um einen starken oder schwachen Elektrolyten handelt:

1. Säuren . Zu den häufigsten starken Säuren gehören HCl, HBr, HI, HNO 3, H 2 SO 4, HClO 4. Fast alle anderen Säuren sind schwache Elektrolyte.
2. Gründe dafür. Die häufigsten starken Basen sind Hydroxide von Alkali- und Erdalkalimetallen (außer Be). Schwacher Elektrolyt – NH 3.
3. Salz. Die meisten gebräuchlichen Salze, ionische Verbindungen, sind starke Elektrolyte. Ausnahmen bilden vor allem Salze von Schwermetallen.

Theorie der elektrolytischen Dissoziation

Sowohl starke als auch schwache und sogar sehr verdünnte Elektrolyte gehorchen nicht Raoults Gesetz Und . Aufgrund der Fähigkeit, elektrisch zu leiten, sind der Dampfdruck des Lösungsmittels und der Schmelzpunkt von Elektrolytlösungen niedriger und der Siedepunkt höher im Vergleich zu ähnlichen Werten eines reinen Lösungsmittels. Im Jahr 1887 entwickelte S. Arrhenius bei der Untersuchung dieser Abweichungen die Theorie der elektrolytischen Dissoziation.

Elektrolytische Dissoziation legt nahe, dass Elektrolytmoleküle in Lösung in positiv und negativ geladene Ionen zerfallen, die als Kationen bzw. Anionen bezeichnet werden.

Die Theorie stellt folgende Postulate auf:

1. In Lösungen zerfallen Elektrolyte in Ionen, d.h. dissoziieren. Je verdünnter die Elektrolytlösung ist, desto höher ist ihr Dissoziationsgrad.
2. Dissoziation ist ein reversibles und ausgleichendes Phänomen.
3. Lösungsmittelmoleküle interagieren unendlich schwach (d. h. Lösungen sind nahezu ideal).

Unterschiedliche Elektrolyte weisen unterschiedliche Dissoziationsgrade auf, die nicht nur von der Art des Elektrolyten selbst, sondern auch von der Art des Lösungsmittels sowie der Konzentration des Elektrolyten und der Temperatur abhängen.

Grad der Dissoziation α , zeigt an, wie viele Moleküle N in Ionen zerfallen, im Vergleich zu Gesamtzahl gelöste Moleküle N:

α = N/N

Bei fehlender Dissoziation ist α = 0, bei vollständiger Dissoziation des Elektrolyten ist α = 1.

Unter dem Gesichtspunkt des Dissoziationsgrads werden Elektrolyte je nach Stärke in starke (α > 0,7), mittlere Stärke (0,3 > α > 0,7), schwache (α) unterteilt< 0,3).

Genauer gesagt ist der Prozess der Elektrolytdissoziation gekennzeichnet durch Dissoziationskonstante, unabhängig von der Konzentration der Lösung. Stellen wir uns den Prozess der Elektrolytdissoziation in allgemeiner Form vor:

A a B b ↔ aA — + bB +

K = a b /

Für schwache Elektrolyte Die Konzentration jedes Ions ist gleich dem Produkt von α und der Gesamtkonzentration des Elektrolyten C, sodass der Ausdruck für die Dissoziationskonstante umgewandelt werden kann:

K = α 2 C/(1-α)

Für verdünnte Lösungen(1-α) =1, dann

K = α2C

Von hier aus ist es nicht schwer zu finden Grad der Dissoziation

Ionisch-molekulare Gleichungen

Betrachten Sie ein Beispiel für die Neutralisation einer starken Säure mit einer starken Base, zum Beispiel:

HCl + NaOH = NaCl + HOH

Der Prozess wird dargestellt als Molekülgleichung. Es ist bekannt, dass sowohl die Ausgangsstoffe als auch die Reaktionsprodukte in Lösung vollständig ionisiert sind. Lassen Sie uns daher den Prozess im Formular darstellen vollständige Ionengleichung:

H + + Cl - + Na + + OH - = Na + + Cl - + HOH

Nachdem wir identische Ionen auf der linken und rechten Seite der Gleichung „reduziert“ haben, erhalten wir abgekürzte Ionengleichung:

H + + OH - = HOH

Wir sehen, dass der Neutralisationsprozess auf die Kombination von H + und OH – und die Bildung von Wasser zurückzuführen ist.

Beim Aufstellen von Ionengleichungen ist zu beachten, dass nur starke Elektrolyte in ionischer Form geschrieben werden. Schwache Elektrolyte, Feststoffe und Gase werden in ihrer molekularen Form geschrieben.

Der Ablagerungsprozess reduziert sich auf die Wechselwirkung nur von Ag + und I – und die Bildung von wasserunlöslichem AgI.

Um herauszufinden, ob sich der Stoff, an dem wir interessiert sind, in Wasser lösen kann, müssen wir die Unlöslichkeitstabelle verwenden.

Betrachten wir die dritte Art von Reaktion, die zur Bildung einer flüchtigen Verbindung führt. Dabei handelt es sich um Reaktionen von Carbonaten, Sulfiten oder Sulfiden mit Säuren. Zum Beispiel,

Beim Mischen einiger Lösungen ionischer Verbindungen kann es beispielsweise vorkommen, dass keine Wechselwirkungen zwischen ihnen auftreten

Zusammenfassend stellen wir Folgendes fest chemische Umwandlungen beobachtet, wenn eine der folgenden Bedingungen erfüllt ist:

• Nicht-Elektrolytbildung. Wasser kann als Nichtelektrolyt wirken.
• Bildung von Sedimenten.
• Gasfreisetzung.
• Bildung eines schwachen Elektrolyten zum Beispiel Essigsäure.
• Übertragung eines oder mehrerer Elektronen. Dies wird in Redoxreaktionen realisiert.
• Bildung oder Bruch eines oder mehrerer.

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Thema: Chemische Bindung. Elektrolytische Dissoziation

Lektion: Gleichungen für Ionenaustauschreaktionen schreiben

Lassen Sie uns eine Gleichung für die Reaktion zwischen Eisen(III)-hydroxid und Salpetersäure erstellen.

Fe(OH) 3 + 3HNO 3 = Fe(NO 3) 3 + 3H 2 O

(Eisen(III)-hydroxid ist eine unlösliche Base und unterliegt daher keiner Einwirkung. Wasser ist eine schlecht dissoziierte Substanz; es wird in Lösung praktisch nicht in Ionen dissoziiert.)

Fe(OH) 3 + 3H + + 3NO 3 - = Fe 3+ + 3NO 3 - + 3H 2 O

Streichen Sie links und rechts die gleiche Anzahl Nitrat-Anionen durch und schreiben Sie die abgekürzte Ionengleichung:

Fe(OH) 3 + 3H + = Fe 3+ + 3H 2 O

Diese Reaktion verläuft vollständig, weil Es entsteht eine leicht dissoziierbare Substanz – Wasser.

Schreiben wir eine Gleichung für die Reaktion zwischen Natriumcarbonat und Magnesiumnitrat.

Na 2 CO 3 + Mg(NO 3) 2 = 2NaNO 3 + MgCO 3 ↓

Schreiben wir diese Gleichung in Ionenform:

(Magnesiumcarbonat ist wasserunlöslich und zerfällt daher nicht in Ionen.)

2Na + + CO 3 2- + Mg 2+ + 2NO 3 - = 2Na + + 2NO 3 - + MgCO 3 ↓

Streichen wir links und rechts die gleiche Anzahl an Nitrat-Anionen und Natrium-Kationen durch und schreiben die abgekürzte Ionengleichung:

CO 3 2- + Mg 2+ = MgCO 3 ↓

Diese Reaktion verläuft vollständig, weil Es bildet sich ein Niederschlag - Magnesiumcarbonat.

Schreiben wir eine Gleichung für die Reaktion zwischen Natriumcarbonat und Salpetersäure.

Na 2 CO 3 + 2HNO 3 = 2NaNO 3 + CO 2 + H 2 O

(Kohlendioxid und Wasser sind Zersetzungsprodukte der entstehenden schwachen Kohlensäure.)

2Na + + CO 3 2- + 2H + + 2NO 3 - = 2Na + + 2NO 3 - + CO 2 + H 2 O

CO 3 2- + 2H + = CO 2 + H 2 O

Diese Reaktion verläuft vollständig, weil Dadurch wird Gas freigesetzt und es entsteht Wasser.

Erstellen wir zwei molekulare Reaktionsgleichungen, die der folgenden abgekürzten Ionengleichung entsprechen: Ca 2+ + CO 3 2- = CaCO 3 .

Die abgekürzte Ionengleichung zeigt das Wesen der Ionenaustauschreaktion. IN in diesem Fall Wir können sagen, dass es zur Gewinnung von Calciumcarbonat notwendig ist, dass die Zusammensetzung der ersten Substanz Calciumkationen und die Zusammensetzung der zweiten Substanz Carbonatanionen umfasst. Lassen Sie uns Molekülgleichungen für Reaktionen erstellen, die diese Bedingung erfüllen:

CaCl 2 + K 2 CO 3 = CaCO 3 ↓ + 2KCl

Ca(NO 3) 2 + Na 2 CO 3 = CaCO 3 ↓ + 2NaNO 3

1. Orzhekovsky P.A. Chemie: 9. Klasse: Lehrbuch. für die Allgemeinbildung Einrichtung / P.A. Orzhekovsky, L.M. Meshcheryakova, L.S. Pontak. - M.: AST: Astrel, 2007. (§17)

2. Orzhekovsky P.A. Chemie: 9. Klasse: Allgemeinbildung. Einrichtung / P.A. Orzhekovsky, L.M. Meshcheryakova, M.M. Shalashova. - M.: Astrel, 2013. (§9)

3. Rudzitis G.E. Chemie: anorganisch. Chemie. Organ. Chemie: Lehrbuch. für die 9. Klasse. / G.E. Rudzitis, F.G. Feldmann. - M.: Bildung, OJSC „Moscow Textbooks“, 2009.

4. Khomchenko I.D. Sammlung von Aufgaben und Übungen in Chemie für das Gymnasium. - M.: RIA „New Wave“: Herausgeber Umerenkov, 2008.

5. Enzyklopädie für Kinder. Band 17. Chemie / Kapitel. Hrsg. V.A. Wolodin, Ved. wissenschaftlich Hrsg. I. Leenson. - M.: Avanta+, 2003.

Zusätzliche Webressourcen

1. Eine einheitliche Sammlung digitaler Bildungsressourcen (Videoerlebnisse zum Thema): ().

2. Elektronische Version der Zeitschrift „Chemistry and Life“: ().

Hausaufgaben

1. Markieren Sie in der Tabelle mit einem Pluszeichen die Stoffpaare, zwischen denen Ionenaustauschreaktionen möglich sind, und fahren Sie mit der Vervollständigung fort. Schreiben Sie Reaktionsgleichungen in molekularer, vollständiger und reduzierter ionischer Form.

Reagierende Stoffe	K2 CO3		AgNO3	FeCl3	HNO3
CuCl2

2. S. 67 Nr. 10,13 aus dem Lehrbuch P.A. Orzhekovsky „Chemie: 9. Klasse“ / P.A. Orzhekovsky, L.M. Meshcheryakova, M.M. Shalashova. - M.: Astrel, 2013.

Anweisungen

Bevor Sie mit Ionengleichungen beginnen, müssen Sie einige Regeln verstehen. In Wasser unlösliche, gasförmige und schlecht dissoziierende Stoffe (z. B. Wasser) zerfallen nicht in Ionen, das heißt schreiben sie in molekularer Form. Hierzu zählen auch schwache Elektrolyte wie H2S, H2CO3, H2SO3, NH4OH. Die Löslichkeit von Verbindungen kann anhand der Löslichkeitstabelle bestimmt werden, die als Referenzmaterial für alle Arten von Kontrollen gilt. Dort sind auch alle Ladungen angegeben, die Kationen und Anionen innewohnen. Um die Aufgabe vollständig abzuschließen, müssen Sie molekular, vollständig und ionisch abgekürzt schreiben Gleichungen.

Beispiel Nr. 1. Neutralisationsreaktion zwischen Schwefelsäure und Kaliumhydroxid, betrachten Sie sie aus der Sicht der ED (Theorie der elektrolytischen Dissoziation). Schreiben Sie zunächst die Reaktionsgleichung in molekularer Form auf und .H2SO4 + 2KOH = K2SO4 + 2H2O Analysieren Sie die resultierenden Substanzen auf ihre Löslichkeit und Dissoziation. Alle Verbindungen sind wasserlöslich, also Ionen. Die einzige Ausnahme ist Wasser, das nicht in Ionen zerfällt und daher in molekularer Form verbleibt. Schreiben Sie die vollständige Ionengleichung, finden Sie auf der linken und rechten Seite die gleichen Ionen und . Um identische Ionen zu löschen, streichen Sie sie durch.2H+ +SO4 2- +2K+ +2OH- = 2K+ +SO4 2- + 2H2ODas Ergebnis ist eine ionische Abkürzungsgleichung:2H+ +2OH- = 2H2OCoeffizienten in Form von Zweien können auch abgekürzt werden: H+ +OH- = H2O

Beispiel Nr. 2. Schreiben Sie die Austauschreaktion zwischen Kupferchlorid und , betrachten Sie sie aus der Sicht von TED. Schreiben Sie die Reaktionsgleichung in molekularer Form und weisen Sie die Koeffizienten zu. Infolgedessen fiel das resultierende Kupferhydroxid farblich aus. CuCl2 + 2NaOH = Cu(OH) 2↓ + 2NaCl Analysieren Sie alle Stoffe auf ihre Löslichkeit in Wasser – alles ist löslich, außer Kupferhydroxid, das nicht ionisiert wird. Schreiben Sie die vollständige Ionengleichung auf, unterstreichen und kürzen Sie die identischen Ionen ab: Cu2+ +2Cl- + 2Na+ +2OH- = Cu(OH) 2↓+2Na+ +2Cl- Die ionische Kurzgleichung bleibt: Cu2+ +2OH- = Cu(OH) 2↓

Beispiel Nr. 3. Schreiben Sie die Austauschreaktion zwischen Natriumcarbonat und Salzsäure und betrachten Sie sie aus der Sicht von TED. Schreiben Sie die Reaktionsgleichung in molekularer Form und weisen Sie die Koeffizienten zu. Es entsteht Natriumchlorid und es wird CO2-Gas (Kohlendioxid oder Kohlenmonoxid (IV)) freigesetzt. Es entsteht durch die Zersetzung schwacher Stoffe und zerfällt in Oxid und Wasser. Na2CO3 + 2HCl = 2NaCl + CO2+H2OAnalysieren Sie alle Stoffe auf ihre Wasserlöslichkeit und Dissoziation. Kohlendioxid verlässt das System als gasförmige Verbindung, Wasser ist ein schwer dissoziierender Stoff. Alle anderen Stoffe zerfallen in Ionen. Schreiben Sie die vollständige Ionengleichung auf, unterstreichen und kürzen Sie die identischen Ionen ab: 2Na+ +CO3 2- +2H+ +2Cl- =2Na+ +2Cl- +CO2+H2O. Die ionische Kurzgleichung bleibt: CO3 2- +2H+ =CO2+H2O

Video zum Thema

beachten Sie

Um die Anzahl der Ionen korrekt zu bestimmen, müssen Sie den Koeffizienten vor der Formel mit dem Index multiplizieren.

Hilfreicher Rat

Überprüfen Sie unbedingt die Koeffizienten in den Reaktionsgleichungen.

Quellen:

• wie man Gleichungen für Ionenaustauschreaktionen schreibt

Eine Reaktionsgleichung ist eine herkömmliche Darstellung eines chemischen Prozesses, bei dem einige Substanzen unter Änderung ihrer Eigenschaften in andere umgewandelt werden. Zur Aufzeichnung chemischer Reaktionen, Stoffformeln und Kenntnisse darüber chemische Eigenschaften Verbindungen.

Anweisungen

Schreiben Sie die Formeln entsprechend richtig auf. Platzieren Sie beispielsweise Aluminiumoxid Al₂O₃, Index 3 von Aluminium (entsprechend seiner Oxidationsstufe in dieser Verbindung) in der Nähe von Sauerstoff und Index 2 (Oxidationsstufe von Sauerstoff) in der Nähe von Aluminium.
Wenn die Oxidationsstufe +1 oder -1 ist, wird der Index nicht angegeben. Beispielsweise müssen Sie die Formel aufschreiben. Nitrat ist ein saurer Rest von Salpetersäure (-NO₃, d.o. -1), Ammonium (-NH₄, d.o. +1). Ammoniumnitrat ist also NH₄ NO₃. Manchmal wird die Oxidationszahl im Namen der Verbindung angegeben. Schwefeloxid (VI) - SO₃, Siliziumoxid (II) SiO. Einige (Gase) werden mit Index 2 geschrieben: Cl₂, J₂, F₂, O₂, H₂ usw.

Es ist notwendig zu wissen, welche Stoffe reagieren. Sichtbare Reaktionen: Gasentwicklung, Farbveränderung und Niederschlag. Sehr oft verlaufen die Reaktionen ohne sichtbare Veränderungen.
Beispiel 1: Neutralisierungsreaktion
H₂SO₄ + 2 NaOH → Na₂SO₄ + 2 H₂O
Natriumhydroxid reagiert mit Schwefelsäure unter Bildung des löslichen Salzes Natriumsulfat und Wasser. Das Natriumion wird abgespalten und verbindet sich mit dem sauren, wodurch der Wasserstoff ersetzt wird. Die Reaktion findet ohne statt äußere Zeichen.
Beispiel 2: Jodoform-Test
С₂H₅OH + 4 J₂ + 6 NaOH→CHJ₃↓ + 5 NaJ + HCOONa + 5 H₂O
Die Reaktion erfolgt in mehreren Stufen. Das Endergebnis ist die Ausfällung von Iodoformkristallen gelbe Farbe(qualitative Reaktion auf).
Beispiel 3:
Zn + K₂SO₄ ≠
Die Reaktion ist unmöglich, weil In der Spannungsreihe der Metalle folgt Zink dem Kalium und kann es nicht aus Verbindungen verdrängen.

Das Gesetz der Massenzustandserhaltung: Die Masse der Stoffe, die eine Reaktion eingehen, ist gleich der Masse der gebildeten Stoffe. Die korrekte Aufzeichnung einer chemischen Reaktion ist die halbe Miete. Es ist notwendig, die Koeffizienten festzulegen. Beginnen Sie mit dem Ausgleich mit den Verbindungen, deren Formeln große Indizes enthalten.
K₂Cr₂O₇ + 14 HCl → 2 CrCl₃ + 2 KCl + 3 Cl₂ + 7 H₂O
Beginnen Sie mit der Einstellung der Koeffizienten mit Kaliumdichromat, weil seine Formel enthält den größten Index (7).
Eine solche Genauigkeit der Aufzeichnung ist für die Berechnung von Masse, Volumen, Konzentration, freigesetzter Energie und anderen Größen erforderlich. Seien Sie aufmerksam. Merken Sie sich die gängigsten Formeln und Basen sowie Säurereste.

Quellen:

• Chemie-Gleichung

Das Arbeiten mit Formeln und Gleichungen in der im Microsoft Office-Paket enthaltenen Word-Office-Anwendung wird durch ein spezielles Dienstprogramm „Formeleditor“ ermöglicht, das Teil des Math Type-Programms ist.

Anweisungen

Klicken Sie auf die Schaltfläche „Start“, um das Hauptmenü des Systems zu öffnen und gehen Sie zu „Alle Programme“.

Zeigen Sie auf Microsoft Office und starten Sie die Word-Anwendung.

Rufen Sie per Rechtsklick das Kontextmenü der Symbolleiste auf und wählen Sie „Einstellungen“.