على غرار المعادلة الجزيئية ، التي تعبر عن المركبات كجزيئات ، فإن المعادلة الأيونية هي معادلة كيميائية يتم فيها التعبير عن الإلكتروليتات في محلول مائي على شكل أيونات منفصلة. عادةً ما يكون هذا ملحًا مذابًا في الماء ، حيث يتبع الأنواع الأيونية (aq) في المعادلة للإشارة إلى وجودها في محلول مائي.

 يمكن كتابة معادلة أيونية لأي إلكتروليت ينفصل ويتفاعل في مذيب قطبي.

في المعادلة الأيونية المتوازنة ، يكون عدد ونوع الذرات متماثلًا على جانبي سهم التفاعل. بالإضافة إلى ذلك ، فإن مجموع الشحنات هو نفسه في كلا طرفي المعادلة.

يجب الانتباه إلى أن المعادلة الأيونية تعبر عن التفاعل في المحاليل المائية فقط ولا تشمل التفاعلات في الحالة الصلبة أو الغازية. كما أنها تعتبر تبسيطًا للتفاعل الكيميائي الكامل، حيث قد يكون هناك عوامل أخرى تؤثر على توازن التفاعل.

أمثلة على المعادلات الأيونية خلال العمليات الفيزيائية:

ذوبان ملح كلوريد الصوديوم في الماء يمكن تمثيلها بالمعادلة الأيونية التالية:

NaCl (s) → Na⁺ (aq) + Cl⁻ (aq)

حيث (s) ترمز للصلب و (aq) ترمز للمحلول المائي (aqueous). توضح هذه المعادلة الأيونية كيف يتفكك ملح الكلوريد الصوديوم إلى أيونات الصوديوم والكلوريد عند الذوبان في الماء.

أمثلة على المعادلات الأيونية خلال التفاعلات الكيميائية:

 

1. تفاعل التعادل: في المحاليل المائية، يمكن للأحماض والقواعد أن تتفاعل معًا لتشكيل ملح وماء. دعونا نأخذ مثالًا على تفاعل تعادل بين حمض الهيدروكلوريك (HCl) وقاعدة هيدروكسيد الصوديوم (NaOH). المعادلة الأيونية لهذا التفاعل تكون كالتالي:

 

لتبسيط هذا ، فإن الخطوة الأولى هي تقسيم المركبات إلى أيونات. والنتيجة هي المعادلة الأيونية :

الآن ، يمكننا أن نرى أن لدينا أيونات متشابهة على جانبي المعادلة في صورة أيونات Na ⁺ و Cl ^– . كما تفعل في الرياضيات ، يمكن إلغاؤها – تظهر على كلا الجانبين دون تغيير ، وبالتالي فهي لا تفعل أي شيء في التفاعل ويمكن إزالتها منه. هذه هي الأيونات المتفرجة .

 

تُظهر النتيجة – التي يطلق عليها غالبًا المعادلة الأيونية الصافية – أنه في تفاعل المعادلة هذا ، كل ما يحدث حقًا هو أن أيون H ⁺ يتفاعل مع أيون OH – لتكوين الماء .

جميع تفاعلات التعادل لها نفس المعادلة الأيونية

2. تفاعل الترسيب: في بعض الحالات، عند مزج محاليل تحتوي على أيونات معينة، يتكون ترسب صلب. على سبيل المثال

Ag ⁺ (aq) + NO ₃ ^– (aq) + Na ⁺ (aq) + Cl ^– (aq) → AgCl (s) + Na ⁺ (aq) + NO ₃ ^– (aq)

هي معادلة أيونية للتفاعل الكيميائي :

AgNO ₃ (aq) + NaCl (aq) → AgCl (s) + NaNO ₃ (aq)

الشكلان الأكثر شيوعًا للمعادلات الأيونية هما المعادلات الأيونية الكاملة والمعادلات الأيونية الصافية.

تشير المعادلة الأيونية الكاملة إلى جميع الأيونات المنفصلة في تفاعل كيميائي.

بينما المعادلة الأيونية الصافية تلغي الأيونات التي تظهر على جانبي سهم التفاعل لأنها لا تشارك بشكل أساسي في التفاعل . تسمى الأيونات التي يتم إلغاؤها الأيونات المتفرجة.

على سبيل المثال ، في التفاعل بين نترات الفضة (AgNO ₃ ) وكلوريد الصوديوم (NaCl) في الماء ، تكون المعادلة الأيونية                 الكاملة هي:

Ag ⁺ (aq) + NO ₃ ^– (aq) + Na ⁺ (aq) + Cl ^– (aq) → AgCl (s) + Na ⁺ (aq) + NO ₃ ^– (aq)

لاحظ كاتيونالصوديوم Na ⁺ وأنيون النترات NO ₃ ^– يظهران على كل من المواد المتفاعلة والنواتج  بجانب السهم. إذا تم إلغاؤها ، يمكن كتابة المعادلة الأيونية الصافية على النحو التالي:

Ag ⁺ (aq) + Cl ^– (aq) → AgCl (s)

يجب كتابة كل من المعادلة الأيونية الكاملة والمعادلة الأيونية الصافية كمعادلات متوازنة

مصطلحات هامة جدا:

1-المعادلة الأيونية الكاملة:

هي معادلة جزيئية تفصل الجزيئات إلى أشكالها الأيونية.

2- المعادلة الأيونية الصافية :

هي معادلة تصور فقط الجزيئات أو الأيونات التي تشارك بنشاط في التفاعل أو تلك التي تخضع للتغيير. في هذه المعادلة ، لا توجد أيونات متفرجة.

3- الأيونات المتفرجة:

الأيونات التي لا تشارك في التفاعلات الكميائية ولا تؤثر على التوازن الكيميائي و تكون موجودة على كلا جانبي المعادلة من غير أن تتغير. في التفاعل الكيميائي الصافي، تُلغى الأيونات المتفرجة من طرفي المعادلة.