Cum se scrie o scurtă ecuație ionică. Exemple de alcătuire a ecuațiilor ionice

Deoarece electroliții în soluție sunt sub formă de ioni, reacțiile dintre soluțiile de săruri, baze și acizi sunt reacții între ioni, adică. reacții ionice. Unii dintre ioni, care participă la reacție, duc la formarea de noi substanțe (substanțe slab disociate, precipitații, gaze, apă), în timp ce alți ioni, prezenți în soluție, nu produc substanțe noi, dar rămân în soluție. Pentru a arăta care ioni interacționează pentru a forma noi substanțe, se întocmesc ecuații ionice moleculare, complete și scurte.

ÎN ecuații moleculare Toate substanțele sunt prezentate sub formă de molecule. Ecuații ionice complete arată întreaga listă de ioni prezenți în soluție în timpul unei reacții date. Ecuații ionice scurte sunt alcătuiți numai din acei ioni, a căror interacțiune duce la formarea de noi substanțe (substanțe slab disociate, sedimente, gaze, apă).

La compilare reacții ionice Trebuie amintit că substanțele sunt ușor disociate (electroliți slabi), ușor și puțin solubile (precipitat - " N”, “M”, vezi anexa, tabelul 4) iar cele gazoase sunt scrise sub formă de molecule. Electroliții puternici, aproape complet disociați, sunt sub formă de ioni. Semnul „↓” după formula unei substanțe indică faptul că această substanță este îndepărtată din sfera de reacție sub formă de precipitat, iar semnul „” indică faptul că substanța este îndepărtată sub formă de gaz.

Procedura de compunere a ecuațiilor ionice folosind ecuații moleculare cunoscute Să ne uităm la exemplul de reacție dintre soluțiile de Na 2 CO 3 și HCl.

1. Ecuația reacției se scrie sub formă moleculară:

Na2CO3 + 2HCl → 2NaCl + H2CO3

2. Ecuația se rescrie sub formă ionică, cu substanțe bine disociante scrise sub formă de ioni, și substanțe slab disociante (inclusiv apă), gaze sau substanțe slab solubile - sub formă de molecule. Coeficientul din fața formulei unei substanțe dintr-o ecuație moleculară se aplică în mod egal fiecăruia dintre ionii care alcătuiesc substanța și, prin urmare, este plasat în fața ionului din ecuația ionică:

2 Na + + CO 3 2- + 2H + + 2Cl -<=>2Na + + 2CI - + CO2 + H2O

3. Din ambele părți ale egalității, ionii găsiți în părțile din stânga și din dreapta sunt excluși (reduși):

2Na++ CO32- + 2H++ 2Cl -<=> 2Na+ + 2Cl -+ CO2 + H2O

4. Ecuația ionică se scrie în forma sa finală (ecuația ionică scurtă):

2H ++ CO 3 2-<=>CO2 + H2O

Dacă în timpul reacției se formează atât substanțe ușor disociate și/sau puțin solubile și/sau gazoase și/sau apă și nu există astfel de compuși în substanțele inițiale, atunci reacția va fi practic ireversibilă (→) și o formulă moleculară poate fi compilat pentru aceasta, ecuație ionică completă și scurtă. Dacă astfel de substanțe sunt prezente atât în ​​reactivi, cât și în produse, atunci reacția va fi reversibilă (<=>):

Ecuația moleculară: CaC03 + 2HCI<=>CaCI2 + H20 + CO2

Ecuație ionică completă: CaCO 3 + 2H + + 2Cl –<=>Ca 2+ + 2Cl – + H 2 O + CO 2

>> Chimie: Ecuații ionice

Ecuații ionice

După cum știți deja din lecțiile anterioare de chimie, majoritatea reacțiilor chimice au loc în soluții. Și deoarece toate soluțiile de electroliți includ ioni, putem spune că reacțiile din soluțiile de electroliți se reduc la reacții între ioni.

Aceste reacții care apar între ioni se numesc reacții ionice. Și ecuațiile ionice sunt tocmai ecuațiile acestor reacții.

De regulă, ecuațiile reacțiilor ionice sunt obținute din ecuații moleculare, dar acest lucru are loc sub rezerva următoarelor reguli:

În primul rând, formulele electroliților slabi, precum și substanțele insolubile și ușor solubile, gazele, oxizii etc. nu sunt înregistrați ca ioni; excepția de la această regulă este ionul HSO−4 și apoi în formă diluată.

În al doilea rând, formulele acizilor puternici, alcalinelor și, de asemenea, sărurilor solubile în apă sunt de obicei prezentate sub formă de ioni. De asemenea, trebuie remarcat faptul că o formulă precum Ca(OH)2 este prezentată sub formă de ioni dacă se utilizează apă de var. Dacă se folosește lapte de var, care conține particule insolubile de Ca(OH)2, atunci formula sub formă de ioni nu este, de asemenea, scrisă.

La alcătuirea ecuațiilor ionice, de regulă, se utilizează ecuațiile ionice complete și abreviate, adică ecuații scurte de reacție ionică. Dacă luăm în considerare ecuația ionică, care are o formă prescurtată, atunci nu observăm ioni în ea, adică sunt absenți din ambele părți ale ecuației ionice complete.

Să ne uităm la exemple despre cum sunt scrise ecuațiile ionice moleculare, complete și abreviate:

Prin urmare, trebuie amintit că formulele substanțelor care nu se descompun, precum și cele insolubile și gazoase, la întocmirea ecuațiilor ionice sunt de obicei scrise în formă moleculară.

De asemenea, trebuie amintit că, dacă o substanță precipită, lângă o astfel de formulă este desenată o săgeată în jos (↓). Ei bine, în cazul în care o substanță gazoasă este eliberată în timpul reacției, atunci lângă formulă ar trebui să existe o pictogramă ca o săgeată în sus ().

Să aruncăm o privire mai atentă cu un exemplu. Dacă avem o soluție de sulfat de sodiu Na2SO4 și îi adăugăm o soluție de clorură de bariu BaCl2 (Fig. 132), vom vedea că am format un precipitat alb de sulfat de bariu BaSO4.

Priviți cu atenție imaginea care arată interacțiunea dintre sulfatul de sodiu și clorura de bariu:

Acum să scriem ecuația moleculară a reacției:

Ei bine, acum să rescriem această ecuație, în care electroliții puternici vor fi reprezentați sub formă de ioni, iar reacțiile care părăsesc sfera sunt prezentate sub formă de molecule:

Am notat ecuația ionică completă pentru reacție.

Acum să încercăm să eliminăm ionii identici din una și cealaltă parte a egalității, adică acei ioni care nu participă la reacția 2Na+ și 2Cl, apoi vom obține o ecuație ionică prescurtată a reacției, care va arăta ca acest:

Din această ecuație vedem că întreaga esență a acestei reacții se rezumă la interacțiunea ionilor de bariu Ba2+ și ionilor sulfat.

și ca rezultat, se formează un precipitat de BaS04, chiar și indiferent de electroliții care au conținut acești ioni înainte de reacție.

Cum se rezolvă ecuațiile ionice

Și, în sfârșit, să rezumăm lecția noastră și să stabilim cum să rezolvăm ecuațiile ionice. Tu și cu mine știm deja că toate reacțiile care apar în soluțiile de electroliți între ioni sunt reacții ionice. Aceste reacții sunt de obicei rezolvate sau descrise folosind ecuații ionice.

De asemenea, trebuie amintit că toți acei compuși volatili, greu de dizolvat sau ușor disociați găsesc o soluție în formă moleculară. De asemenea, nu trebuie să uităm că, în cazul în care niciunul dintre tipurile de compuși de mai sus nu se formează în timpul interacțiunii soluțiilor de electroliți, aceasta înseamnă că reacțiile practic nu au loc.

Reguli pentru rezolvarea ecuațiilor ionice

Pentru un exemplu clar, să luăm formarea unui compus puțin solubil, cum ar fi:

Na2SO4 + BaCl2 = BaS04 + 2NaCl

În formă ionică, această expresie va arăta astfel:

2Na+ +SO42- + Ba2+ + 2Cl- = BaSO4 + 2Na+ + 2Cl-

Din moment ce tu și cu mine observăm că doar ionii de bariu și ionii de sulfat au reacționat, iar ionii rămași nu au reacționat și starea lor a rămas aceeași. De aici rezultă că putem simplifica această ecuație și să o scriem în formă prescurtată:

Ba2+ + SO42- = BaSO4

Acum să ne amintim ce ar trebui să facem atunci când rezolvăm ecuațiile ionice:

În primul rând, este necesar să se elimine aceiași ioni din ambele părți ale ecuației;

În al doilea rând, nu trebuie să uităm că suma sarcinilor electrice ale ecuației trebuie să fie aceeași, atât pe partea dreaptă, cât și pe partea stângă.

Exemplul 1.

Fe(OH)2 + H2S04  FeS04+2H20

Fe(OH)2 este un compus practic insolubil (vezi tabelul de solubilitate) și, prin urmare, este scris sub formă nedisociată (moleculară): Fe(OH)2.

H 2 SO 4 este un compus foarte solubil, care este, de asemenea, un electrolit puternic (vezi lista de acizi - electroliți puternici prezentată mai sus) și, prin urmare, este scris sub formă disociată: 2H + + SO 4 2-.

FeSO 4 este un compus foarte solubil (vezi tabelul de solubilitate), care este și un electrolit puternic (deoarece este o sare), și de aceea se scrie sub formă disociată: Fe 2+ + SO 4 2- .

Apa H2O este un electrolit slab și, prin urmare, este scrisă în forma sa nedisociată: 2H2O.

Fe(OH) 2 + 2H + + SO 4 2-  Fe2+ ​​+ SO42- + 2H2O

sau, după anularea particulelor identice din partea stângă și dreaptă a ecuației (SO 4 2-),

Fe(OH)2 + 2H+  Fe2+ ​​+ 2H20.

Exemplu 2 . Scrieți ecuația ionico-moleculară a reacției:

FeCI3 + 3NH4OH  Fe(OH)3↓+ 3NH4CI

FeCl 3 este un compus foarte solubil, care este și un electrolit puternic (deoarece este o sare), și de aceea este scris sub formă disociată: Fe 3+ + 3Cl - .

NH 4 OH este, de asemenea, un compus solubil, dar este un electrolit slab (nu este inclus în lista bazelor tari, vezi mai sus), și de aceea este scris sub formă moleculară: 3NH 4 OH.

Fe(OH)3 este un compus practic insolubil și, prin urmare, se scrie sub formă moleculară: Fe(OH)3.

NH 4 Cl este un compus foarte solubil, care este și un electrolit puternic (deoarece este o sare), și de aceea se scrie sub formă disociată: 3NH 4 + + 3Cl - .

Ecuația ionic-moleculară totală se scrie după cum urmează:

Fe3+ + 3CI-+3NH4OH  Fe(OH)3↓ + 3NH 4 + + 3Cl -

sau, după reducerea ionilor identici (Cl -),

Fe3+ + 3NH4OH  Fe(OH)3↓ + 3NH4+.

Exemplul 3. Scrieți ecuația ionico-moleculară a reacției:

KI + AgI  K.

KI este un compus foarte solubil, care este și un electrolit puternic (deoarece este o sare), și de aceea este scris sub formă disociată: K + + I - .

AgI este un compus practic insolubil și, prin urmare, este scris în forma sa nedisociată (moleculară): AgI.

K este un compus complex, evidențiat de prezența parantezelor pătrate în formula compusului. Compusul în sine este o sare, foarte solubilă în apă (semnul precipitatului nu este marcat) și, prin urmare, trebuie să se disocieze în ioni K + și -. În acest caz, ionul rezultat este complex (stabil), adică practic nu suferă o disociere ulterioară. Astfel, conexiunea se scrie ca: K + + - .

Ecuația ionic-moleculară totală se scrie după cum urmează:

K + + I - + AgI = K + + -

sau, după anularea particulelor identice din partea stângă și dreaptă a ecuației (K+),

AgI + I -  - .

A face treaba

Experimentul 1. Formarea bazelor slab solubile. Se toarnă 3-5 picături dintr-o soluție de sare de fier (III) într-o eprubetă, aceeași cantitate de soluție de sare de cupru (II) în alta și o soluție de sare de nichel (II) într-o a treia. Adăugați câteva picături de soluție alcalină în fiecare eprubetă până când apare precipitarea. Păstrați sedimentul până la următorul experiment.

Cărei clase aparțin precipitații de hidroxid de metal rezultate? Acești hidroxizi sunt baze puternice?

Experimentul 2. Dizolvarea bazelor slab solubile. Se adaugă câteva picături de soluție de acid clorhidric cu o concentrație de 15% la precipitatele obținute în experimentul anterior până se dizolvă complet.

Ce compus nou, ușor disociat, se formează atunci când bazele sunt dizolvate într-un acid?

Experimentul 3. Formarea sărurilor ușor solubile.

A. Se toarnă 3-5 picături de soluție de nitrat de plumb (II) în două eprubete și se adaugă câteva picături de iodură de potasiu într-o eprubetă și clorură de bariu în cealaltă.

Ce se observă în fiecare eprubetă?

B. Se toarnă 3-5 picături de soluție de sulfat de sodiu într-o eprubetă și aceeași cantitate de soluție de sulfat de crom (III) în cealaltă. Adăugați câteva picături de soluție de clorură de bariu în fiecare eprubetă până când apare precipitarea.

Ce substanță se formează sub formă de precipitat? Va avea loc o reacție similară a clorurii de bariu, de exemplu, cu sulfatul de fier (III)?

Experimentul 4. Studiul proprietăților hidroxizilor amfoteri.

O . Adăugați 3 picături de soluție de sare de zinc și câteva picături de diluat soluție de hidroxid de sodiu (de pe un suport cu reactivi) până când se formează un precipitat de hidroxid de zinc. Dizolvați precipitatele rezultate: într-o eprubetă - într-o soluție de acid clorhidric, în alta - în exces concentrat soluție de sodă caustică (de la o hotă).

B. Adăugați 3 picături de soluție de sare de aluminiu și câteva picături în două eprubete diluat soluție de sodă caustică (de pe un suport cu reactivi) până când se formează un precipitat de hidroxid de aluminiu. Dizolvați precipitatele rezultate: într-o eprubetă - într-o soluție de acid clorhidric, în alta - în exces concentrat

B. Se adaugă 3 picături de soluție de sare de crom (III) și câteva picături de diluat soluție de hidroxid de sodiu (de pe un suport cu reactivi) până când se formează un precipitat de hidroxid de crom (III). Dizolvați precipitatele rezultate: într-o eprubetă - într-o soluție de acid clorhidric, în alta - în exces concentrat soluție de sodă caustică (de la o hotă).

Experimentul 5. Formarea compușilor ușor disociați. Adăugați 3-5 picături de soluție de clorură de amoniu într-o eprubetă și adăugați câteva picături de soluție de hidroxid de sodiu. Acordați atenție mirosului, explicați-i aspectul pe baza ecuației reacției.

Experimentul 6. Formarea complexelor. Se toarnă 3-5 picături de soluție de sulfat de cupru (II) într-o eprubetă, apoi se adaugă picătură cu picătură diluat(de pe un suport cu reactivi!) soluție de amoniac până când se formează un precipitat de sulfat de hidroxicupru (II) conform reacției:

2CuSO 4 + 2NH 4 OH = (CuOH) 2 SO 4 ↓ + (NH 4) 2 SO 4

Adăugați excesul în sediment concentrat soluție de amoniac (de la o hotă!). Atenție la dizolvarea precipitatului în funcție de reacție:

(CuOH) 2 SO 4 + (NH 4) 2 SO 4 + 6NH 4 OH = 2SO 4 + 8H 2 O

Ce culoare are complexul de amine de cupru solubil rezultat?

Experimentul 7. Formarea gazelor.

A. Se toarnă 3-5 picături de soluție de carbonat de sodiu și câteva picături de acid sulfuric într-o eprubetă. Ce se observă?

B. Se toarnă 3-5 picături de soluție de sulfură de sodiu și 1 picătură de acid sulfuric într-o eprubetă. Acordați atenție mirosului de gaz care scapă.

Atunci când compunem ecuații ionice, trebuie să ne ghidăm de faptul că formulele substanțelor ușor disociante, insolubile și gazoase sunt scrise în formă moleculară. Dacă o substanță precipită, atunci, după cum știți deja, lângă formula sa este plasată o săgeată îndreptată în jos (↓), iar dacă o substanță gazoasă este eliberată în timpul reacției, atunci o săgeată îndreptată în sus () este plasată lângă formula sa. .

De exemplu, dacă se adaugă o soluție de clorură de bariu BaCl 2 la o soluție de sulfat de sodiu Na 2 SO 4 (Fig. 132), atunci în urma reacției se formează un precipitat alb de sulfat de bariu BaSO 4. Să scriem ecuația moleculară a reacției:

Orez. 132.
Reacția dintre sulfatul de sodiu și clorura de bariu

Să rescriem această ecuație, înfățișând electroliți puternici sub formă de ioni și reacții care părăsesc sfera ca molecule:

Am notat astfel ecuația ionică completă a reacției. Dacă excludem ioni identici din ambele părți ale ecuației, adică ionii care nu participă la reacție (2Na + și 2Cl - în partea stângă și dreaptă a ecuației), obținem ecuația ionică abreviată a reacției:

Această ecuație arată că esența reacției se reduce la interacțiunea ionilor de bariu Ba 2+ și ionilor sulfat, în urma căreia se formează un precipitat de BaS04. În acest caz, nu contează deloc ce electroliți au conținut acești ioni înainte de reacție. O interacțiune similară poate fi observată între K2SO4 și Ba(NO3)2, H2SO4 și BaCl2.

Experimentul de laborator nr. 17
Interacțiunea dintre soluțiile de clorură de sodiu și azotat de argint

La 1 ml de soluție de clorură de sodiu într-o eprubetă, adăugați câteva picături de soluție de azotat de argint folosind o pipetă. Ce observi? Scrieți ecuațiile moleculare și ionice ale reacției. Folosind ecuația ionică prescurtată, sugerați mai multe opțiuni pentru efectuarea acestei reacții cu alți electroliți. Notați ecuațiile moleculare pentru reacțiile efectuate.

Astfel, ecuațiile ionice prescurtate sunt ecuațiile din vedere generală, care caracterizează esența unei reacții chimice și arată ce ioni reacționează și ce substanță se formează ca rezultat.

Orez. 133.
Reacția dintre acidul azotic și hidroxidul de sodiu

Dacă se adaugă un exces de soluție de acid azotic la o soluție de hidroxid de sodiu colorată purpurie de fenolftaleină (Fig. 133), soluția se va decolora, ceea ce va servi drept semnal pentru apariția unei reacții chimice:

NaOH + HNO3 = NaNO3 + H2O.

Ecuația ionică completă pentru această reacție este:

Na + + OH - + H + + NO 3 = Na + + NO - 3 + H 2 O.

Dar, deoarece ionii Na + și NO - 3 din soluție rămân neschimbați, ei nu pot fi scriși și, în cele din urmă, ecuația ionică abreviată a reacției este scrisă după cum urmează:

H + + OH - = H2O.

Arată acea interacțiune acid puternic iar alcalii se rezumă la interacțiunea ionilor H + și ionilor OH -, în urma căreia se formează o substanță ușor disociabilă - apa.

O astfel de reacție de schimb poate avea loc nu numai între acizi și alcalii, ci și între acizi și baze insolubile. De exemplu, dacă obțineți un precipitat albastru de hidroxid de cupru (II) insolubil prin reacția sulfatului de cupru (II) cu alcalii (Fig. 134):

apoi împărțiți precipitatul rezultat în trei părți și adăugați o soluție de acid sulfuric la precipitatul din prima eprubetă, acid clorhidric la precipitatul din a doua eprubetă și o soluție de acid azotic la precipitatul din a treia eprubetă. , apoi precipitatul se va dizolva în toate cele trei eprubete (Fig. 135) .

Orez. 135.
Reacția hidroxidului de cupru (II) cu acizi:
a - sulf; b - sare; c - azot

Aceasta va însemna că în toate cazurile a avut loc o reacție chimică, a cărei esență este reflectată folosind aceeași ecuație ionică.

Cu(OH)2 + 2H + = Cu2+ + 2H2O.

Pentru a verifica acest lucru, notați ecuațiile ionice moleculare, complete și prescurtate ale reacțiilor de mai sus.

Experimentul de laborator nr. 18
Prepararea hidroxidului insolubil și interacțiunea acestuia cu acizii

Se toarnă 1 ml de soluție de clorură sau sulfat de fier (III) în trei eprubete. Se toarnă 1 ml de soluție alcalină în fiecare eprubetă. Ce observi? Apoi adăugați soluții de acizi sulfuric, azotic și respectiv clorhidric în eprubete, până când precipitatul dispare. Scrieți ecuațiile moleculare și ionice ale reacției.

Sugerați mai multe opțiuni pentru efectuarea unei astfel de reacții cu alți electroliți. Notați ecuațiile moleculare pentru reacțiile propuse.

Să luăm în considerare reacțiile ionice care apar odată cu formarea gazului.

Se toarnă 2 ml de soluții de carbonat de sodiu și carbonat de potasiu în două eprubete. Apoi turnați acid clorhidric în primul și o soluție de acid azotic în al doilea (Fig. 136). În ambele cazuri, vom observa o „fierbere” caracteristică datorită dioxidului de carbon eliberat.

Orez. 136.
Interacțiunea carbonaților solubili:
a - cu acid clorhidric; b - cu acid azotic

Să notăm ecuațiile reacțiilor moleculare și ionice pentru primul caz:

Reacțiile care apar în soluțiile de electroliți sunt scrise folosind ecuații ionice. Aceste reacții se numesc reacții de schimb ionic, deoarece electroliții își schimbă ionii în soluții. Astfel, se pot trage două concluzii.

Cuvinte și expresii cheie

1. Ecuații ale reacțiilor moleculare și ionice.
2. Reacții de schimb ionic.
3. Reacții de neutralizare.

Lucrul cu un computer

1. Consultați aplicația electronică. Studiați materialul lecției și finalizați sarcinile atribuite.
2. Găsiți adrese de e-mail pe Internet care pot servi drept surse suplimentare care dezvăluie conținutul cuvintelor cheie și al expresiilor din paragraf. Oferiți-vă ajutorul profesorului în pregătirea unei noi lecții - trimiteți un mesaj prin cuvinte cheieși fraze din paragraful următor.

Întrebări și sarcini

În soluții diluate de electroliți (acizi, baze, săruri) reactii chimice apar de obicei cu participarea ionii. În acest caz, toate elementele reactivilor își pot păstra stările de oxidare ( reacții de schimb) sau schimba-le ( reacții redox).
Conform regula lui Berthollet, reacțiile ionice decurg practic ireversibil dacă se formează substanțe solide, ușor solubile(se precipită) substanțe foarte volatile(eliberează gaze în apă) sau substanțe solubile - electroliți slabi(inclusiv apa). Reacțiile ionice sunt reprezentate printr-un sistem de ecuații - molecular, ionic complet și scurt. Ecuațiile ionice complete sunt omise mai jos.
Când scrieți ecuații pentru reacțiile ionice, trebuie să vă ghidați după.
Exemple de reacții care implică precipitații:
a) Ba(OH) 2 + H 2 SO 4 = BaSO 4 ↓ + 2H 2 O
Ba2+ + SO42- = BaS04↓
b) AgNO 3 + KI = AgI↓ + KNO 3
Ag + + I — = AgI↓
c) MgCl 2 + 2KOH = Mg(OH) 2 ↓ + 2KCl
Mg2+ + 2OH- = Mg(OH)2↓
d) 3Zn(CH 3 COO) 2 + 2Na 3 PO 4 = Zn 3 (PO 4) 2 ↓ + 6Na(CH 3 COO)
3Zn 2+ + 2PO 4 3- = Zn 3 (PO 4) 2 ↓
Vă rugăm să rețineți că AgCO 3 , BaCO 3 și CaCO 3 SUNT VIRTUAL INSOLUȚI ÎN APĂ ȘI PRECIPITATE CA ASTA, DE EXEMPLU:
Ba(NO 3) 2 + K 2 CO 3 = BaCO 3 ↓ + 2KNO 3
Ba2+ + CO32- = BaC03↓
Sărurile altor cationi, cum ar fi MgCO3, CuCO3, FeCO3, ZnCO3 și alții, deși insolubile în apă, nu precipită din soluție apoasă atunci când se efectuează reacții ionice (adică nu pot fi obținute în acest fel).
De exemplu, carbonat de fier (II) FeCO 3, obținut „uscat” sau luat sub formă de mineral siderit, atunci când este adăugat în apă, precipită fără interacțiune vizibilă. Totuși, atunci când încerci să-l obții printr-o reacție de schimb într-o soluție între FeSO 4 și K 2 CO 3, un precipitat al sării principale precipită (se dă compoziția condiționată, în practică compoziția este mai complexă) iar dioxidul de carbon este eliberat:
2FeSO 4 + H 2 O + 2Na 2 CO 3 = 2Na 2 SO 4 + Fe 2 CO 3 (OH) 2 ↓ + CO 2
2Fe 2+ + H 2 O + 2CO 3 2- = Fe 2 CO 3 (OH) 2 ↓ + CO 2
Similar cu FeCO 3, sulfura de crom (3) Cr 2 S 3 (insolubilă în apă) nu precipită din soluție:

2CrCl 3 + 6H 2 O + 3Na 2 S = 6NaCl + 2Cr(OH) 3 ↓ + 3H 2 S
2Cr 3+ + 6H 2 O + 3S 2- = 2Cr(OH) 3 ↓ + 3H 2 S
Unele săruri descompune apa - sulfură aluminiu Al 2 S 3 (precum şi BeS) şi acetat crom(III) Cr(CH3COO)3:
a) Al 2 S 3 + 6H 2 O = 2Al(OH) 3 ↓ + 3H 2 S
b) Cr(CH 3 COO) 3 + 2H 2 O= Cr(CH 3 COO)(OH) 2 ↓ + 2CH 3 COOH
În consecință, aceste săruri nu pot fi obținute printr-o reacție de schimb în soluție:
a) 2AlCl 3 + 6H 2 O +3K 2 S = 6KCl + 2Al(OH) 3 ↓ +3H 2 S
2Al 3+ + 6H 2 O + 3S 2- = 2Al(OH) 3 ↓ + 3H 2 S
b) CrCl3 + 2H2O + 3Na(CH3COO) =
3NaCl + Cr(CH3COO)(OH)2 ↓ + 2CH3COOH
Cr3+ + 2H2O + 3CH3COO- =
Cr(CH3COO)(OH)2↓ + CH3COOH

Exemple de reacții de degajare a gazelor:
a) BaS + 2HCl = BaCl2 + H2S
S2- + 2H+ = H2S
b) Na 2 CO 3 + H 2 SO 4 = Na 2 SO 4 + CO 2 + H 2 O
C032- + 2H + = C02 + H2O
c) CaCO 3(T) + 2HNO 3 = Ca(NO 3) 2 + CO 2 + H 2 O
CaC03(T) + 2H + = Ca2+ + CO2 + H2O
Exemple de reacții cu formarea de electroliți slabi:
a) 3NaOH + H3PO4 = Na3PO4 + 3H2O
3OH - + H3PO4 = PO43- + 3H2O
b) Mg(CH3COO)2 + H2SO4 = MgS04 + 2CH3COOH
CH3COO- + H+ = CH3COOH
c) NH4F + HBr = NH4Br + HF
F - + H + = HF
Dacă reactivii și produsele reacției de schimb nu sunt electroliți puternici, specii ionice nu există o ecuație, de exemplu:
Mg(OH) 2(T) + 2HF = MgF 2 ↓ + 2H 2 O