Come bilanciare equazioni ioniche nette

Scienza

Questi sono i passaggi per scrivere un'equazione ionica netta bilanciata e un problema di esempio funzionante.

I passaggi per bilanciare le equazioni ioniche

Scrivi l'equazione ionica netta per la reazione sbilanciata. Se ti viene data una parola equazione per bilanciare, dovrai essere in grado di identificare elettroliti forti, elettroliti deboli e composti insolubili. Forti elettroliti si dissociano interamente nei loro ioni in acqua. Esempi di elettroliti forti sono acidi forti, basi forti e sali solubili. Gli elettroliti deboli producono pochissimi ioni in soluzione, quindi sono rappresentati dalla loro formula molecolare (non scritta come ioni). Acqua, acidi deboli e basi deboli sono esempi di elettroliti deboli. Il pH di una soluzione può indurle a dissociarsi, ma in quelle situazioni, ti verrà presentata un'equazione ionica, non un problema verbale. I composti insolubili non si dissociano in ioni, quindi sono rappresentati dalla formula molecolare. Viene fornita una tabella per aiutarti a determinare se una sostanza chimica è solubile o no, ma è una buona idea memorizzare le regole di solubilità.
Separare l'equazione ionica netta nelle due semireazioni. Ciò significa identificare e separare la reazione in una semi-reazione di ossidazione e una mezza-reazione di riduzione.
Per una delle mezze reazioni, bilanciare gli atomi tranne per O e H. Volete lo stesso numero di atomi di ciascun elemento su ciascun lato dell'equazione.
Ripeti questo con l'altra mezza reazione.
Aggiungi H.₂O per bilanciare gli atomi di O. Aggiungi H.⁺ per bilanciare gli atomi di H. Gli atomi (massa) dovrebbero bilanciarsi ora.
Carica del saldo. Aggiungi e^- (elettroni) su un lato di ciascuna semireazione per bilanciare la carica. Potrebbe essere necessario moltiplicare gli elettroni per le due semireazioni per bilanciare la carica. Va bene cambiare i coefficienti purché li modifichi su entrambi i lati dell'equazione.
Aggiungi le due mezze reazioni insieme. Ispeziona l'equazione finale per assicurarti che sia bilanciata. Gli elettroni su entrambi i lati dell'equazione ionica devono annullarsi.
Ricontrolla il tuo lavoro! Assicurati che ci siano uguali numeri di ciascun tipo di atomo su entrambi i lati dell'equazione. Assicurarsi che la carica complessiva sia la stessa su entrambi i lati dell'equazione ionica.
Se la reazione avviene in una soluzione di base, aggiungere un numero uguale di OH^- come hai H⁺ ioni. Fallo per entrambi i lati dell'equazione e combina H ⁺ e OH^- ioni per formare H₂O.
Assicurati di indicare lo stato di ogni specie. Indicare solido con (s), liquido per (l), gas con (g) e una soluzione acquosa con (aq).
Ricorda, un'equazione ionica netta bilanciata solo descrive le specie chimiche che partecipano alla reazione. Elimina altre sostanze dall'equazione.

Esempio

L'equazione ionica netta per la reazione che si ottiene miscelando 1 M di HCl e 1 M di NaOH è:

H⁺(aq) + OH^-(aq) → H₂O (l)

Anche se nella reazione esistono sodio e cloro, il Cl^- e Na⁺ gli ioni non sono scritti nell'equazione ionica netta perché non partecipano alla reazione.

Regole di solubilità in soluzione acquosa

ione	Regola di solubilità
NO₃^-	Tutti i nitrati sono solubili.
C₂H₃O₂^-	Tutti gli acetati sono solubili ad eccezione dell'acetato d'argento (AgC₂H₃O₂), moderatamente solubile.
Cl^-, Br^-, io^-	Tutti i cloruri, i bromuri e gli ioduri sono solubili tranne l'Ag⁺, Pb⁺, e Hg₂²⁺. PbCl₂ è moderatamente solubile in acqua calda e leggermente solubile in acqua fredda.
COSÌ₄^2-	Tutti i solfati sono solubili ad eccezione dei solfati di Pb²⁺, Ba²⁺, Circa²⁺, e Sr²⁺.
OH^-	Tutti gli idrossidi sono insolubili tranne quelli degli elementi del gruppo 1, Ba²⁺, e Sr²⁺. Ca (OH)₂ è leggermente solubile.
S^2-	Tutti i solfuri sono insolubili tranne quelli degli elementi del gruppo 1, del gruppo 2 e NH₄⁺. Solfuri di Al³⁺ e Cr³⁺ idrolizzare e precipitare come idrossidi.
N / A⁺, K⁺, NH₄⁺	La maggior parte dei sali di ioni sodio-potassio e ammonio sono solubili in acqua. Ci sono alcune eccezioni.
CO₃^2-, PO₄^3-	I carbonati e i fosfati sono insolubili, ad eccezione di quelli formati con Na⁺, K⁺, e NH₄⁺. La maggior parte dei fosfati acidi sono solubili.

Scienza