Comment écrire une équation ionique nette : 10 étapes (avec des images)

2024 Auteur: Jason Gerald | [email protected]. Dernière modifié: 2024-01-19 22:12

Les équations ioniques nettes sont un aspect important de la chimie car elles ne représentent que l'état de la matière qui change au cours d'une réaction chimique. Cette équation est couramment utilisée dans les réactions d'oxydoréduction, les réactions de double remplacement et la neutralisation acide-base. Il y a trois étapes de base pour écrire une équation ionique propre: équilibrer l'équation moléculaire, la convertir en une équation entièrement ionique (comment chaque type de substance existe en solution) et écrire une équation ionique propre.

Étape

Partie 1 sur 2: Comprendre les éléments des équations ioniques

Étape 1. Connaître la différence entre un composé moléculaire et un composé ionique

La première étape pour écrire une équation ionique nette consiste à identifier les composés ioniques de la réaction. Les composés ioniques sont des composés qui s'ioniseront en solution aqueuse et auront une charge. Les composés moléculaires sont des composés qui n'ont jamais de charge. Ces composés sont formés de deux non-métaux et sont souvent appelés composés covalents.

• Les composés ioniques peuvent être formés à partir de métaux et de non-métaux, de métaux et d'ions polyatomiques, ou de plusieurs ions polyatomiques.
• Si vous n'êtes pas sûr d'un composé, recherchez les éléments de ce composé dans le tableau périodique.

Étape 2. Identifiez la solubilité d'un composé

Tous les composés ioniques ne sont pas solubles en solution aqueuse. Ainsi, le composé ne se dissoudra pas en ions individuels. Vous devez identifier la solubilité de chaque composé avant de continuer avec le reste de l'équation. Ce qui suit est un bref résumé des règles de solubilité. Consultez les tableaux de solubilité pour plus de détails et les exceptions à ces règles.

• Suivez ces règles dans l'ordre indiqué ci-dessous:
• Tout sel Na⁺, K⁺, et NH₄⁺ peut se dissoudre.
• Tout sel NON₃^-, C₂H₃O₂^-, ClO₃^-, et ClO₄^- peut se dissoudre.
• Tout sel Ag.⁺, Pb²⁺, et Hg₂²⁺ ne peut pas se dissoudre.
• Tout sel Cl.^-, Frère^-, et moi^- peut se dissoudre.
• Tous les sels de CO.₃^2-, ô^2-, S^2-, OH^-, bon de commande₄^3-, CrO₄^2-, Cr₂O₇^2-, et donc₃^2- insoluble (à quelques exceptions près).
• Tout sel SO₄^2- soluble (à quelques exceptions près).

Étape 3. Déterminez les cations et les anions dans un composé

Un cation est un ion positif dans un composé et est généralement un métal. Les anions sont des ions négatifs non métalliques dans un composé. Certains non-métaux peuvent former des cations, mais les métaux formeront toujours des cations.

Par exemple, dans NaCl, Na est un cation chargé positivement car Na est un métal, tandis que Cl est un anion chargé négativement car Cl est un non-métal

Étape 4. Identifiez les ions polyatomiques dans la réaction

Les ions polyatomiques sont des molécules chargées qui sont maintenues ensemble si étroitement qu'elles ne se dissolvent pas dans les réactions chimiques. Il est important de reconnaître les ions polyatomiques car ils ont une charge définie et ne se divisent pas en leurs éléments individuels. Les ions polyatomiques peuvent être chargés positivement ou négativement.

• Si vous suivez un cours de chimie ordinaire, il vous sera probablement demandé de vous rappeler certains des ions polyatomiques les plus couramment utilisés.
• Certains ions polyatomiques contiennent du CO₃^2-, NON₃^-, NON₂^-, DONC₄^2-, DONC₃^2-, ClO₄^-, et ClO₃^-.
• Il existe de nombreux autres ions polyatomiques et peuvent être trouvés dans les tableaux de votre livre de chimie ou en ligne.

Partie 2 sur 2: Écrire une équation ionique nette

Étape 1. Équilibrez l'équation moléculaire complète

Avant d'écrire une équation ionique propre, vous devez d'abord vous assurer que votre équation d'origine est réellement équivalente. Pour équilibrer une équation, vous ajoutez des coefficients devant les composés jusqu'à ce que le nombre d'atomes pour chaque élément des deux côtés de l'équation soit le même.

• Notez le nombre d'atomes qui composent chaque composé des deux côtés de l'équation.
• Additionnez les coefficients devant les éléments non oxygène et hydrogène pour équilibrer chaque côté.
• Équilibrer les atomes d'hydrogène.
• Équilibrer les atomes d'oxygène.
• Comptez le nombre d'atomes de chaque côté de l'équation pour vous assurer qu'ils sont identiques.
• Par exemple, Cr + NiCl₂ CrCl₃ + Ni à 2Cr + 3NiCl₂ 2CrCl₃ + 3Ni.

Étape 2. Identifiez l'état de la matière de chaque composé dans l'équation

Souvent, vous pouvez identifier des mots-clés dans un problème qui indiquent la substance de chaque composé. Il existe plusieurs règles pour vous aider à déterminer la substance d'un élément ou d'un composé.

• Si la forme de la substance d'un élément n'est pas répertoriée, utilisez la forme de la substance dans le tableau périodique.
• Si un composé est une solution, vous pouvez l'écrire sous la forme aqueuse ou (aq).
• S'il y a de l'eau dans l'équation, déterminez si le composé ionique se dissoudra ou non en utilisant le tableau de solubilité. Si le composé a une solubilité élevée, le composé est aqueux (aq). Si le composé a une faible solubilité, le composé est un solide(s).
• En l'absence d'eau, le composé ionique est un solide(s).
• Si la question mentionne un acide ou une base, ce composé est aqueux (aq).
• Par exemple, 2Cr + 3NiCl₂ 2CrCl₃ + 3Ni. Cr et Ni sous forme élémentaire sont des solides. NiCl₂ et CrCl₃ C'est un composé ionique soluble. Ainsi, les deux composés sont aqueux. Si réécrite, cette équation devient: 2Cr_(s) + 3NiCl_2(aq) 2CrCl_3(aq) + 3Ni_(s).

Étape 3. Déterminez quel type de composé se dissoudra (séparez en cations et anions) en solution

Lorsqu'un type ou un composé se dissout, il se sépare en éléments positifs (cations) et éléments négatifs (anions). Ce sont les composés qui sont équilibrés à la fin pour une équation ionique nette.

• Les solides, les liquides, les gaz, les éléments moléculaires, les composés ioniques à faible solubilité, les ions polyatomiques et les acides faibles ne se dissolvent pas.
• Les composés ioniques à haute solubilité (utiliser le tableau de solubilité) et les acides forts s'ioniseront à 100 % (HCl_(JE), HBr_(JE), SALUT_(JE), H₂DONC_4(aq), HClO_4(aq), et HNO_3(aq)).
• Rappelez-vous que bien que les ions polyatomiques soient insolubles, s'ils étaient des éléments d'un composé ionique, ils se seraient dissous à partir de ce composé.

Étape 4. Calculez la charge de chaque ion dissous

Rappelez-vous que le métal sera le cation positif, tandis que le non-métal sera l'anion négatif. En utilisant le tableau périodique, vous pouvez déterminer quel élément aura combien de charge. Vous devez également équilibrer les charges de chaque ion dans le composé.

• Dans notre exemple, NiCl₂ se dissoudre dans Ni²⁺ et Cl^- tandis que CrCl₃ se dissout dans Cr³⁺ et Cl^-.
• Ni a une charge 2+ car Cl a une charge négative, mais il y a 2 atomes de Cl. Ainsi, il faut équilibrer les 2 ions Cl négatifs. Cr a une charge de 3+ car nous devons équilibrer les 3 ions Cl négatifs.
• Rappelez-vous que les ions polyatomiques ont une certaine charge qui leur est propre.

Étape 5. Réécrivez l'équation avec les composés ioniques solubles, décomposés en leurs ions individuels

Tout ce qui est soluble ou ionisé (un acide fort) se séparera en deux ions différents. L'état de la substance restera le même (aq), mais vous devez vous assurer que l'équation reste égale.

• Les solides, les liquides, les gaz, les acides faibles et les composés ioniques à faible solubilité ne changeront pas de forme ou ne se sépareront pas en ions. Laissez ces substances tranquilles.
• Les molécules se dissoudront en solution. Ainsi, la forme de la substance changera en (aq). Les trois exceptions qui ne deviennent pas (aq) sont: CH_4(g), C₃H_8(g), et C₈H_18(je).
• En terminant notre exemple, l'équation ionique totale ressemblerait à ceci: 2Cr_(s) + 3Ni²⁺_(JE) + 6Cl^-_(JE) 2Cr³⁺_(JE) + 6Cl^-_(JE) + 3Ni_(s). Bien que Cl ne soit pas un composé, il n'est pas diatomique. Ainsi, nous multiplions le coefficient par le nombre d'atomes dans le composé pour obtenir 6 ions Cl des deux côtés de l'équation.

Étape 6. Éliminez les ions spectateurs en supprimant les ions identiques de chaque côté de l'équation

Vous ne pouvez éliminer les ions que s'ils sont 100% identiques des deux côtés (charge, petit nombre en bas, etc.). Réécrivez la réaction sans éliminer la substance.

• Pour compléter l'exemple, il y a 6 ions spectraux Cl.^- de chaque côté qui peut être enlevé. L'équation ionique nette est finalement 2Cr_(s) + 3Ni²⁺_(JE) 2Cr³⁺_(JE) + 3Ni_(s).
• Pour vérifier si votre réponse est correcte, la charge totale du côté réactif doit être égale à la charge totale du côté produit dans l'équation ionique nette.