2.2. Ионные уравнения реакций

Поскольку электролиты в водных растворах образуют ионы, то для отражения сущности реакций часто используют так называемые ионные уравнения реакций. Написанием ионных уравнений подчеркивают тот факт, что, согласно теории диссоциации, в растворах происходят реакции не между молекулами, а между ионами.

Реакции между ионами называются ионными реакциями, а уравнения таких реакций - ионными уравнениями.

С точки зрения теории диссоциации в реакциях между ионами в растворах электролитов возможны два исхода.

1. Образующиеся вещества - сильные электролиты, хорошо растворимые в воде и полностью диссоциирующие на ионы.

2. Одно (или несколько) из образующихся веществ - газ, осадок или слабый электролит (хорошо растворимый в воде).

При составлении ионных уравнений реакций следует руководствоваться тем, что формулы малодиссоциирующих, нерастворимых и газообразных веществ записываются в молекулярном виде.

Если вещество выпадает в осадок, то рядом с его формулой ставят стрелку, направленную вниз, а если в ходе реакции выделяется газообразное вещество, то рядом с его формулой ставят стрелку, направленную вверх.

Итак, реакции в растворах электролитов идут в направлении связывания ионов. Рассмотрим основные формы связывания ионов.

1. Образование осадка

Молекулярное уравнение:

$$ {\mathrm{AgNO}}_{3} + \mathrm{NaCl} \to  \mathrm{AgCl}\downarrow  + {\mathrm{NaNO}}_{3}$$.

Полное ионное уравнение:

$$ {\mathrm{Ag}}^{+} + {\mathrm{NO}}_{3}^{-}+ {\mathrm{Na}}^{+} + {\mathrm{Cl}}^{-} \to  \mathrm{AgCl}\downarrow  + {\mathrm{Na}}^{+} + {\mathrm{NO}}_{3}^{-}$$.

Сокращённое ионное уравнение:

$$ {\mathrm{Ag}}^{+} + {\mathrm{Cl}}^{-} \to  \mathrm{AgCl}\downarrow $$.

2. Выделение газов (CO2, SO2, H2S, NH3) и образование слабых электролитов (H2O)

Пример  1:

$$ {\mathrm{Na}}_{2}{\mathrm{CO}}_{3} + 2\mathrm{HCl} \to  2\mathrm{NaCl} + {\mathrm{CO}}_{2}\uparrow  + {\mathrm{H}}_{2}\mathrm{O}$$;

$$ 2{\mathrm{Na}}^{+}+{\mathrm{CO}}_{3}^{2-}+2{\mathrm{H}}^{+}+2{\mathrm{Cl}}^{-}\to 2{\mathrm{Na}}^{+}+2{\mathrm{Cl}}^{-}+{\mathrm{CO}}_{2}\uparrow +{\mathrm{H}}_{2}\mathrm{O}$$;

$$ {\mathrm{CO}}_{3}^{2-}+2{\mathrm{H}}^{+}\to {\mathrm{CO}}_{2}\uparrow +{\mathrm{H}}_{2}\mathrm{O}$$.

Пример 2:

$$ 2\mathrm{Al}+2\mathrm{NaOH}+6{\mathrm{H}}_{2}\mathrm{O}\to 2\mathrm{Na}\left[\mathrm{Al}\right(\mathrm{OH}{)}_{4}]+3{\mathrm{H}}_{2}\uparrow $$;

$$ 2\mathrm{Al}+2{\mathrm{Na}}^{+}+2{\mathrm{OH}}^{-}+6{\mathrm{H}}_{2}\mathrm{O}\to 2{\mathrm{Na}}^{+}+2\left[\mathrm{Al}\right(\mathrm{OH}{)}_{4}{]}^{-}+3{\mathrm{H}}_{2}\uparrow $$;

$$  2\mathrm{Al}+2{\mathrm{OH}}^{-}+6{\mathrm{H}}_{2}\mathrm{O}=2\left[\mathrm{Al}\right(\mathrm{OH}{)}_{4}{]}^{ -}+3{\mathrm{H}}_{2}\uparrow $$.

С учётом вышеизложенного можно сформулировать правило, которым удобно пользоваться при изучении процессов, протекающих в растворах электролитов:

ПрАВИЛО

реакции между ионами в растворах электролитов идут практически до конца в сторону образования осадков,  газов или слабых электролитов.