Πώς διαφέρει μια μοριακή εξίσωση από την πλήρη ιοντική εξίσωση;
Μοριακή εξίσωση
* Εκπροσώπηση: Δείχνει τη συνολική αντίδραση χρησιμοποιώντας τις * μονάδες τύπου * των αντιδραστηρίων και των προϊόντων. Αυτοί οι τύποι αντιπροσωπεύουν τις ενώσεις σαν να ήταν άθικτα μόρια, παρόλο που μπορούν να διαχωριστούν σε διάλυμα.
* Focus: Τονίζει τη συνολική στοιχειομετρία της αντίδρασης, που δείχνει τα αντιδραστήρια και τα προϊόντα στις απλούστερες μορφές τους.
* Παράδειγμα:
* hcl (aq) + naOH (aq) → naCl (aq) + h₂o (l)
Πλήρης ιοντική εξίσωση
* Εκπροσώπηση: Δείχνει όλα τα * ιόντα * που υπάρχουν στη λύση, τόσο τα αντιδραστήρια όσο και τα προϊόντα, όπως πραγματικά υπάρχουν.
* Focus: Υπογραμμίζει τα ιόντα που πραγματικά εμπλέκονται στην αντίδραση, δείχνοντας το σχηματισμό ιζημάτων, αερίων ή αδύναμων ηλεκτρολυτών.
* Παράδειγμα:
* h⁺ (aq) + cl⁻ (aq) + na⁺ (aq) + oh⁻ (aq) → na⁺ (aq) + cl⁻ (aq) + h₂o (l)
Βασικές διαφορές:
* Διάσπαση: Μια μοριακή εξίσωση δεν δείχνει τη διάσπαση ισχυρών ηλεκτρολυτών σε ιόντα, ενώ μια πλήρης ιοντική εξίσωση κάνει.
* ιόντα θεατών: Οι πλήρεις ιοντικές εξισώσεις αποκαλύπτουν ιόντα θεατών (ιόντα που παραμένουν αμετάβλητα σε όλη την αντίδραση), τα οποία δεν υπάρχουν σε μοριακές εξισώσεις.
* Πραγματική αντίδραση: Οι πλήρεις ιοντικές εξισώσεις παρέχουν μια ακριβέστερη αναπαράσταση του τι συμβαίνει στην λύση.
Παράδειγμα:
Ας χρησιμοποιήσουμε την αντίδραση μεταξύ υδροχλωρικού οξέος (HCl) και υδροξειδίου του νατρίου (NAOH):
* Μοριακή εξίσωση: HCL (aq) + naOH (aq) → NaCl (aq) + h₂o (l)
* Πλήρης ιοντική εξίσωση: H⁺ (aq) + cl⁻ (aq) + na⁺ (aq) + oh (aq) → na⁺ (aq) + cl⁻ (aq) + h₂o (l)
Σε αυτό το παράδειγμα, παρατηρήστε:
* Διάσπαση: Τα HCl, NaOH και NaCl είναι ισχυροί ηλεκτρολύτες και διαχωρίζονται σε ιόντα σε διάλυμα. Αυτό φαίνεται στην πλήρη ιοντική εξίσωση, αλλά όχι στη μοριακή εξίσωση.
* ιόντα θεατών: Τα Na⁺ (aq) και CL⁻ (aq) είναι ιόντα θεατών, όπως εμφανίζονται και στις δύο πλευρές της πλήρους ιοντικής εξίσωσης. Δεν συμμετέχουν στο σχηματισμό νερού.
* Πραγματική αντίδραση: Η πραγματική αντίδραση είναι ο σχηματισμός νερού από ιόντα Η και ΟΗ, τα οποία παρατηρείται σαφέστερα στην πλήρη ιοντική εξίσωση.
Πότε να χρησιμοποιήσετε κάθε εξίσωση:
* Μοριακή εξίσωση: Χρήσιμο για τη συνολική στοιχειομετρία και για τις αντιδράσεις εξισορρόπησης.
* Πλήρης ιοντική εξίσωση: Χρήσιμο για την κατανόηση της πραγματικής αντίδρασης που λαμβάνει χώρα στη λύση και τον εντοπισμό ιόντων θεατών.
