Gratis stap vir stap instruksies 
Volg hierdie reëls in die volgorde hieronder gelys: Alle Na, K en NH4 soute is oplosbaar. Almal NEE3, C2huh3O2, ClO3 en ClO4 soute is oplosbaar. Alle Ag, Pb en Hg2 soute is nie oplosbaar nie. Alle Cl, Br en I soute is oplosbaar. Alle CO3, O, S, OH, PO4, CrO4, kr2O7 en SO3 soute is nie oplosbaar nie (met enkele uitsonderings). Alles SO4 soute is oplosbaar (met enkele uitsonderings). 
Byvoorbeeld, in NaCl is Na die positief gelaaide katioon omdat dit `n metaal is terwyl Cl die negatief gelaaide anioon is omdat dit `n nie-metaal is. 
As jy `n standaard chemie kursus neem, sal daar waarskynlik van jou verwag word om van die mees algemene polyatomiese ione te memoriseer. `n Paar algemeen gebruikte ione is CO3, GEEN3, GEEN2, SO4, SO3, ClO4 en ClO3. Daar is baie meer wat jy in die tabelle in jou chemiehandboek of aanlyn kan vind. 
As geen toestand vir `n element aangedui word nie, gebruik die toestand soos aangedui in die periodieke tabel. As daar gesê word dat `n verbinding `n oplossing is, teken dit aan as vloeistof of (aq). As daar water in die vergelyking is, bepaal of die ioniese binding sal oplos deur `n oplosbaarheidstabel te gebruik. As die oplosbaarheid hoog is, is die verbinding vloeibaar (aq), as dit `n lae oplosbaarheid het, dan is dit `n vaste stof (s). As daar nie water is nie, dan is die ioniese binding `n vaste stof (s). As die probleem na `n suur of basis verwys, sal die binding vloeibaar wees (aq). Byvoorbeeld, 2Cr + 3NiCl2 --> 2 CrCl3 + 3Ni. Cr en Ni is vaste stowwe in hul elementêre vorm. NiCl2 en CrCl3 is oplosbare ioniese bindings, en daarom is hulle vloeibaar. As jy die vergelyking herskryf, word dit: 2Kr(s) + 3 NiCl2(aq) --> 2 CrCl3(aq) + 3Ni(s). 
Vaste stowwe, vloeistowwe, gasse, molekulêre bindings, swak oplosbare ioniese bindings, poliatomiese ione en swak sure sal nie ontbind nie. Ioniese bindings met `n hoë oplosbaarheid (gebruik `n oplosbaarheidstabel) en sterk sure sal ioniseer vir 100% (HCl)(aq), HBr(aq), HI(aq), huh2SO4(aq), HClO4(aq) en HNO3(aq)). Hou in gedagte dat alhoewel poliatomiese ione nie verder afbreek nie, hulle van `n ioniese binding sal skei as hulle `n komponent van daardie verbinding is. 
In ons voorbeeld: NiCl2 breek af in Ni en Cl terwyl CrCl3 breek af in Cr en Cl. Ni het `n lading van 2+ omdat Cl `n negatiewe lading het, maar daar is 2 atome daarvan. Daarom moet daar `n ewewig tussen die 2 negatiewe Cl-ione wees. Cr het `n lading van 3+ omdat dit die 3 negatiewe Cl- ione moet balanseer. Onthou dat poliatomiese ione hul eie spesifieke lading het. 
Vaste stowwe, vloeistowwe, gasse, swak sure en swak oplosbare ioniese bindings sal nie hul toestand verander of in ione verdeel nie. Los hulle net soos hulle is. Molekulêre stowwe sal in `n oplossing dispergeer sodat hul toestand na `n vloeistof verander (aq). Drie uitsonderings wat geen vloeistof (aq) word is: CH4(g), C3huh8(g) en C8huh18(l). Gaan voort met die voorbeeld, die volledige ioonvergelyking lyk soos volg: 2Cr(s) + 3Ni(aq) + 6Cl(aq) --> 2 Kr(aq) + 6Cl(aq) + 3Ni(s). Wanneer Cl nie deel van `n verbinding is nie, dan is dit nie diatomies nie; dus vermenigvuldig ons die koëffisiënt met die aantal atome in die verbinding, om 6 Cl-ione aan beide kante van die vergelyking te kry. 
Brei die voorbeeld uit: daar is 6Cl oormaat ione aan elke kant van die vergelyking wat uitgeskakel kan word. Die finale netto ioonvergelyking is 2Cr(s) + 3Ni(aq) --> 2 Kr(aq) + 3Ni(s). Jy kan kontroleer of jou antwoord korrek is deur te kontroleer of die totale ladings aan beide kante van die reaksievergelyking gelyk is.
Skep 'n net-ioonvergelyking
Inhoud
Net-ioonvergelykings is `n belangrike aspek van chemie aangesien dit slegs die entiteite verteenwoordig wat in `n chemiese reaksie verander. Hulle word meestal gebruik in redoksreaksies, dubbelvervangingsreaksies en suur-basis neutralisasies. Daar is drie basiese stappe om `n netto-ioonvergelyking te skryf: om die molekulêre vergelyking gelyk te maak, dit om te skakel na `n volledige ioonvergelyking (hoe elke stof in `n oplossing bestaan), en dan die netto-ioonvergelyking te skryf.
Trappe
Deel 1 van 2: Verstaan die komponente van `n ioonvergelyking
1. Ken die verskil tussen molekulêre enioniese verbindings. Die eerste stap in die skryf van `n netto ioniese vergelyking is om die ioniese bindings van die reaksie te onderskei. Ioniese bindings is die verbindings wat in `n waterige oplossing ioniseer en `n lading het. Molekulêre bindings is verbindings wat nooit `n lading het nie. Hulle bestaan uit twee nie-metale en word soms na verwys as kovalente bindings.
- Ioniese bindings kan vorm tussen metale en nie-metale, metale en poliatomiese ione of veelvuldige poliatomiese ione.
- As jy nie seker is oor `n verbinding nie, soek die elemente van die verbinding in die periodieke tabel op.
2. Bepaal die oplosbaarheid van `n stof. Nie alle ioniese bindings is oplosbaar in `n waterige oplossing nie en sal dus nie in individuele fosfaatione ontbind nie. Jy moet die oplosbaarheid van elke stof ken voordat jy verder gaan na die res van die vergelyking. Hieronder is `n kort opsomming van die reëls van oplosbaarheid. Vind `n oplosbaarheidstabel vir meer inligting en uitsonderings op hierdie reëls.
3. Bepaal die katioon en anioon in `n samestelling. Katione is die positiewe ione in `n verbinding en gewoonlik die metale. Anione is die negatiewe, nie-metaalione in die verbinding. Sommige nie-metale is in staat om katione te vorm, maar metale vorm altyd katione.
4. Herken die poliatomiese ione in die reaksie. Poliatomiese ione is molekules wat so styf aan mekaar gebind is dat hulle glad nie disintegreer tydens chemiese reaksies nie. Dit is belangrik om poliatomiese ione te kan herken omdat hulle `n spesifieke lading het en nie in hul individuele komponente ontbind nie. Poliatomiese ione kan óf positief óf negatief gelaai wees.
Deel 2 van 2: `n Netto-ioonvergelyking
1. Maak seker dat die reaksievergelyking in ewewig is. Voordat jy `n netto-ioonvergelyking kan uitskryf, moet jy eers seker maak dat die aanvanklike vergelyking volledig is is in ewewig. Om `n vergelyking aan beide kante van die reaksiepyl gelyk te maak, plaas koëffisiënte voor die verbindings totdat daar `n gelyke aantal atome vir elke element is, aan beide kante van die vergelyking.
- Skryf die aantal atome waaruit elke verbinding aan weerskante van die vergelyking bestaan.
- Plaas `n koëffisiënt vir elke element wat nie suurstof of waterstof is nie om die vergelyking te balanseer.
- Maak die aantal waterstofatome gelyk aan beide kante.
- Maak die aantal suurstofatome gelyk aan beide kante.
- Tel weer die aantal atome aan elke kant van die vergelyking om seker te maak hulle is gelyk.
- Byvoorbeeld, Cr + NiCl2 --> CrCl3 + Ni word 2Cr + 3NiCl2 --> 2 CrCl3 + 3Ni.
2. Bepaal die toestande van elke verbinding in die vergelyking. Jy sal dikwels sleutelwoorde in `n verklaring kan uitwys, wat duidelik maak wat die toestand van elke verbinding is. Daar is `n aantal reëls om die toestand van `n element of verbinding te bepaal.
3. Bepaal watter spesie sal ontbind (in individuele katione en anione) in die oplossing. Wanneer `n bepaalde stof of verbinding afbreek, breek dit af in sy positiewe (katioon) en negatiewe (anioon) komponente. Dit is die komponente wat uiteindelik met mekaar balanseer en dus die netto ioonvergelyking tot gevolg het.
4. Bereken die lading van elke geskeide ioon. Onthou dat metale die positiewe katioon is terwyl niemetale die negatiewe anioon is. Met die periodieke tabel kan jy bepaal watter element watter lading het. Jy moet ook die lading van elke ioon binne die verbinding balanseer.
5. Skryf die vergelyking met die oplosbare ioniese bindings afgebreek in hul individuele ione. Enigiets wat ontbind of ioniseer (sterk sure) sal in twee verskillende ione verdeel. Die toestand van materie bly dieselfde (aq), maar let op dat die vergelyking in ewewig bly.
6. Verwyder die oortollige ione deur identiese ione aan elke kant van die vergelyking uit te skakel. Jy kan net ontslae raak van daardie ione wat aan beide kante heeltemal identies is (lading, subskripsie, ens.). Herskryf die reaksie sonder enige van die verwyderde stowwe.
Wenke
- Noem alle toestande van die stowwe in alle vergelykings. Jy sal beslis punte afgetrek kry as jy dit nie doen nie.
Artikels oor die onderwerp "Skep 'n net-ioonvergelyking"
Оцените, пожалуйста статью
Gewilde
