Comment équilibrer les équations ioniques nettes

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Ce sont les étapes pour écrire une équation ionique nette équilibrée et un exemple de problème travaillé.

Étapes pour équilibrer les équations ioniques

Écrivez l'équation ionique nette pour la réaction déséquilibrée. Si vous obtenez une équation de mot à équilibrer, vous devrez être en mesure d'identifier les électrolytes forts, les électrolytes faibles et les composés insolubles. Les électrolytes puissants se dissocient entièrement en leurs ions dans l'eau. Des exemples d'électrolytes forts sont les acides forts, les bases fortes et les sels solubles. Les électrolytes faibles produisent très peu d'ions en solution, ils sont donc représentés par leur formule moléculaire (non écrite sous forme d'ions). L'eau, les acides faibles et les bases faibles sont des exemples d'électrolytes faibles. Le pH d'une solution peut les dissocier, mais dans ces situations, on vous présentera une équation ionique, pas un problème de mot. Les composés insolubles ne se dissocient pas en ions, ils sont donc représentés par la formule moléculaire. Un tableau est fourni pour vous aider à déterminer si un produit chimique est soluble ou non, mais c'est une bonne idée de mémoriser les règles de solubilité.
Séparez l'équation ionique nette dans les deux demi-réactions. Cela signifie identifier et séparer la réaction en une demi-réaction d'oxydation et une demi-réaction de réduction.
Pour l'une des demi-réactions, équilibrez les atomes sauf O et H. Vous voulez le même nombre d'atomes de chaque élément de chaque côté de l'équation.
Répétez cette opération avec l'autre demi-réaction.
Ajouter H₂O pour équilibrer les atomes O. Ajouter H⁺ pour équilibrer les atomes H. Les atomes (masse) devraient s'équilibrer maintenant.
Charge d'équilibre. Ajouter e^- (électrons) d'un côté de chaque demi-réaction pour équilibrer la charge. Vous devrez peut-être multiplier les électrons par les deux demi-réactions pour équilibrer la charge. C'est bien de changer les coefficients tant que vous les changez des deux côtés de l'équation.
Ajoutez les deux demi-réactions ensemble. Inspectez l'équation finale pour vous assurer qu'elle est équilibrée. Les électrons des deux côtés de l'équation ionique doivent s'annuler.
Revérifiez votre travail! Assurez-vous qu'il y a un nombre égal de chaque type d'atome des deux côtés de l'équation. Assurez-vous que la charge globale est la même des deux côtés de l'équation ionique.
Si la réaction a lieu dans une solution basique, ajoutez un nombre égal d'OH^- comme vous avez H⁺ des ions. Faites cela pour les deux côtés de l'équation et combinez H ⁺ et OH^- des ions pour former H₂O.
N'oubliez pas d'indiquer l'état de chaque espèce. Indiquer le solide avec (s), le liquide pour (l), le gaz avec (g) et une solution aqueuse avec (aq).
Rappelez-vous, une équation ionique nette équilibrée seulement décrit les espèces chimiques qui participent à la réaction. Supprimer des substances supplémentaires de l'équation.

Exemple

L'équation ionique nette pour la réaction que vous obtenez en mélangeant 1 M HCl et 1 M NaOH est:

H⁺(aq) + OH^-(aq) → H₂O (l)

Même si le sodium et le chlore existent dans la réaction, le Cl^- et Na⁺ les ions ne sont pas écrits dans l'équation ionique nette car ils ne participent pas à la réaction.

Règles de solubilité en solution aqueuse

Ion	Règle de solubilité
NON₃^-	Tous les nitrates sont solubles.
C₂H₃O₂^-	Tous les acétates sont solubles sauf l'acétate d'argent (AgC₂H₃O₂), qui est modérément soluble.
Cl^-, Br^-, je^-	Tous les chlorures, bromures et iodures sont solubles sauf Ag⁺, Pb⁺, et Hg₂²⁺. PbCl₂ est modérément soluble dans l'eau chaude et légèrement soluble dans l'eau froide.
DONC₄^2-	Tous les sulfates sont solubles sauf les sulfates de Pb²⁺, Ba²⁺, Californie²⁺, et Sr²⁺.
OH^-	Tous les hydroxydes sont insolubles sauf ceux des éléments du groupe 1, Ba²⁺, et Sr²⁺. Ca (OH)₂ est légèrement soluble.
S^2-	Tous les sulfures sont insolubles à l'exception de ceux des éléments du groupe 1, des éléments du groupe 2 et du NH₄⁺. Sulfures d'Al³⁺ et Cr³⁺ hydrolyser et précipiter sous forme d'hydroxydes.
N / a⁺, K⁺, NH₄⁺	La plupart des sels d'ions sodium-potassium et ammonium sont solubles dans l'eau. Il y a quelques exceptions.
CO₃^2-, PO₄^3-	Les carbonates et les phosphates sont insolubles, à l'exception de ceux formés avec du Na⁺, K⁺, et NH₄⁺. La plupart des phosphates acides sont solubles.

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