Ионные уравнения — это способ записать реакции в водных растворах «по-честному», показывая, какие частицы там реально существуют: ионы. Такой подход помогает увидеть, что именно взаимодействует, а что просто «наблюдает со стороны».

Что важно знать

1. Где имеют смысл ионные уравнения: реакции в водных растворах электролитов (соли, сильные кислоты и основания), где образуется осадок, газ или слабый электролит (чаще всего вода или слабая кислота/основание).

2. Какие вещества расписывать на ионы:

   • полностью — сильные электролиты: растворимые соли, сильные кислоты (HCl, HNO₃, H₂SO₄(первый протон)), сильные основания (LiOH, NaOH, KOH, Ba(OH)₂ и т. п.);

   • не расписывать: осадки (нерастворимые вещества), газы, вода, слабые электролиты (уксусная кислота, NH₄OH/ NH₃∙H₂O и т. п.), а также всё в твёрдом состоянии или в виде чистой жидкости.

3. Ионы-зрители — ионы, которые есть в растворе до и после реакции и не меняются. Их из полного ионного уравнения убирают, получая сокращённое (нетто-ионное).

4. Балансировка — в ионных уравнениях нужно соблюдать и сохранение атомов, и общего заряда.

Как составлять (алгоритм)

1. Напишите молекулярное уравнение с указанием агрегатных состояний (aq, s, g, l) и, при необходимости, продумаете продукты (осадок/газ/вода).

2. Разбейте растворимые сильные электролиты на ионы — получите полное ионное уравнение.

3. Зачеркните одинаковые ионы по обе стороны — получите сокращённое ионное уравнение.

4. Проверьте баланс атомов и заряда.

Примеры

1) Реакция обмена с образованием осадка (осаждение)

Молекулярно:
AgNO₃(aq) + NaCl(aq) → AgCl(s)↓ + NaNO₃(aq)

Полное ионное:
Ag⁺(aq) + NO₃⁻(aq) + Na⁺(aq) + Cl⁻(aq) → AgCl(s)↓ + Na⁺(aq) + NO₃⁻(aq)

Ионы-«зрители»: Na⁺, NO₃⁻.

Сокращённое ионное:
Ag⁺(aq) + Cl⁻(aq) → AgCl(s)↓

Что произошло на самом деле: катион серебра соединился с хлорид-ионом и выпал в осадок.

2) Нейтрализация (сильная кислота + сильное основание)

Молекулярно:
HCl(aq) + NaOH(aq) → NaCl(aq) + H₂O(l)

Полное ионное:
H⁺(aq) + Cl⁻(aq) + Na⁺(aq) + OH⁻(aq) → Na⁺(aq) + Cl⁻(aq) + H₂O(l)

Ионы-«зрители»: Na⁺, Cl⁻.

Сокращённое ионное:
H⁺(aq) + OH⁻(aq) → H₂O(l)

Суть: ион водорода реагирует с гидроксид-ионом, образуя воду.

3) Слабый электролит в реакции (слабая кислота + сильное основание)

Молекулярно:
CH₃COOH(aq) + NaOH(aq) → CH₃COONa(aq) + H₂O(l)

Уксусная кислота — слабый электролит, её не расписываем на ионы.

Полное ионное:
CH₃COOH(aq) + Na⁺(aq) + OH⁻(aq) → CH₃COO⁻(aq) + Na⁺(aq) + H₂O(l)

Ион-«зритель»: Na⁺.

Сокращённое ионное:
CH₃COOH(aq) + OH⁻(aq) → CH₃COO⁻(aq) + H₂O(l)

Здесь видно, что именно основание «отнимает» протон у слабой кислоты.

4) Газообразование (кислота + карбонат)

Молекулярно:
2HCl(aq) + Na₂CO₃(aq) → 2NaCl(aq) + H₂O(l) + CO₂(g)↑

Полное ионное:
2H⁺(aq) + 2Cl⁻(aq) + 2Na⁺(aq) + CO₃²⁻(aq) → 2Na⁺(aq) + 2Cl⁻(aq) + H₂O(l) + CO₂(g)

Ионы-«зрители»: Na⁺, Cl⁻.

Сокращённое ионное:
2H⁺(aq) + CO₃²⁻(aq) → H₂O(l) + CO₂(g)

Признак реакции — выделение газа CO₂.

5) Пример с твёрдым металлом и ионами (окислительно-восстановительная замена)

Молекулярно:
Zn(s) + CuSO₄(aq) → ZnSO₄(aq) + Cu(s)

Сульфат-ион и «соль» тут просто носители заряда.

Полное ионное:
Zn(s) + Cu²⁺(aq) + SO₄²⁻(aq) → Zn²⁺(aq) + SO₄²⁻(aq) + Cu(s)

Ион-«зритель»: SO₄²⁻.

Сокращённое ионное:
Zn(s) → Zn²⁺(aq) + 2e⁻
Cu²⁺(aq) + 2e⁻ → Cu(s)
(или в совмещённом виде) Zn(s) + Cu²⁺(aq) → Zn²⁺(aq) + Cu(s)

Частые ошибки и лайфхаки

• Не расписывайте на ионы: осадки (s), газ (g), воду (l), слабые электролиты.

• Проверяйте растворимость: именно она подсказывает, будет ли осадок/основание сильным и т. д.

• В H₂SO₄ часто удобнее считать, что первый протон — «сильный» (даёт H⁺ + HSO₄⁻), а второй — слабее; расписывайте аккуратно под задачу.

• В многоосновных кислотах и многоосновных основаниях следите за коэффициентами и зарядом.

• В конце всегда сверяйте баланс заряда: сумма зарядов слева и справа должна совпадать.

Короткая памятка (что расписывать)

• Расписываем: растворимые соли, сильные кислоты, сильные основания (в воде).

• Не расписываем: осадки, газы, вода, слабые кислоты/основания, молекулярные вещества и твёрдые металлы.

Эти правила и примеры обычно хватает, чтобы уверенно составлять и проверять ионные уравнения для большинства школьных и базовых вузовских задач.