Что такое краткое ионное уравнение. "ионные уравнения"

Пример 1.

Fe(OH) 2 + H 2 SO 4  FeSO 4 +2H 2 O

Fe(OH) 2 – практически нерастворимое соединение (см. таблицу растворимости), а потому записывается в недиссоциированной (молекулярной) форме: Fe(OH) 2 .

H 2 SO 4 – хорошо растворимое соединение, являющееся одновременно сильным электролитом (см. список кислот – сильных электролитов, приведён выше), а потому записывается в диссоциированной форме: 2H + + SO 4 2- .

FeSO 4 – хорошо растворимое соединение (см. таблицу растворимости), являющееся одновременно сильным электролитом (т. к. является солью), а потому записывается в диссоциированной форме: Fe 2+ + SO 4 2- .

Вода H 2 O является слабым электролитом, а потому записывается в недиссоциированной форме: 2H 2 O.

Fe(OH) 2 + 2H + + SO 4 2-  Fe 2+ + SO 4 2- + 2H 2 O

или, после сокращения одинаковых частиц в левой и правой частях уравнения (SO 4 2-),

Fe(OH) 2 + 2H +  Fe 2+ + 2H 2 O.

Пример 2 . Написать ионно-молекулярное уравнение реакции:

FeCl 3 + 3NH 4 OH  Fe(OH) 3 ↓+ 3NH 4 Cl

FeCl 3 – хорошо растворимое соединение, являющееся одновременно сильным электролитом (поскольку является солью), а потому записывается в диссоциированной форме: Fe 3+ + 3Cl - .

NH 4 OH – также растворимое соединение, однако являющееся слабым электролитом (не входит в список сильных оснований, см. выше), а потому записывается в молекулярной форме: 3NH 4 OH.

Fe(OH) 3 – практически нерастворимое соединение и, следовательно, записывается в молекулярной форме: Fe(OH) 3 .

NH 4 Cl – хорошо растворимое соединение, являющееся одновременно сильным электролитом (т. к. является солью), а потому записывается в диссоциированной форме: 3NH 4 + + 3Cl - .

Итого ионно-молекулярное уравнение записывается следующим образом:

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

или, после сокращения одинаковых ионов (Cl -),

Fe 3+ + 3NH 4 OH  Fe(OH) 3 ↓ + 3NH 4 + .

Пример 3. Написать ионно-молекулярное уравнение реакции:

KI + AgI  K.

KI – хорошо растворимое соединение, являющееся одновременно сильным электролитом (т. к. является солью), а потому записывается в диссоциированной форме: K + + I - .

AgI – практически нерастворимое соединение, а потому записывается в недиссоциированной (молекулярной) форме: AgI.

K – комплексное соединение, о чём свидетельствует наличие квадратных скобок в формуле соединения. Само соединение является солью, хорошо растворимой в воде (знак осадка не помечен), а потому оно должно диссоциировать на ионы K + и - . При этом образующийся ион - является комплексным (устойчивым), т. е. практически не подвергается дальнейшей диссоциации. Таким образом, соединение записывается в виде: K + + - .

Итого ионно-молекулярное уравнение записывается следующим образом:

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

или, после сокращения одинаковых частиц в левой и правой частях уравнения (K +),

AgI + I -  - .

Выполнение работы

Опыт 1. Образование малорастворимых оснований. В одну пробирку налить 3−5 капель раствора соли железа (III), в другую – столько же раствора соли меди (II), в третью – раствора соли никеля (II). В каждую пробирку добавить по несколько капель раствора щелочи до выпадения осадков. Осадки сохранить до следующего опыта.

К какому классу относятся полученные осадки гидроксидов металлов? Являются ли эти гидроксиды сильными основаниями?

Опыт 2. Растворение малорастворимых оснований. К полученным в предыдущем опыте осадкам добавить по несколько капель раствора соляной кислоты концентрацией 15 % до их полного растворения.

Какое новое малодиссоциированное соединение образуется при растворении оснований в кислоте?

Опыт 3. Образование малорастворимых солей.

A. В две пробирки налить по 3−5 капель раствора нитрата свинца (II) и прибавить в одну пробирку несколько капель йодида калия, в другую – хлорида бария.

Что наблюдается в каждой пробирке?

Б. В одну пробирку налить 3−5 капель раствора сульфата натрия, в другую – столько же раствора сульфата хрома (III). В каждую пробирку добавить несколько капель раствора хлорида бария до выпадения осадков.

Какое вещество образуется в качестве осадка? Будет ли протекать аналогичная реакция хлорида бария, например, с сульфатом железа (III)?

Опыт 4. Изучение свойств амфотерных гидроксидов.

А. В две пробирки внести по 3 капли раствора соли цинка и несколько капельразбавленного раствора едкого натра (из штатива с реактивами) до образования осадка гидроксида цинка. Растворить полученные осадки: в одной пробирке – в растворе соляной кислоты, в другой – в избыткеконцентрированного раствора едкого натра (из вытяжного шкафа).

Б. В две пробирки внести по 3 капли раствора соли алюминия и несколько капель разбавленного раствора едкого натра (из штатива с реактивами) до образования осадка гидроксида алюминия. Растворить полученные осадки: в одной пробирке – в растворе соляной кислоты, в другой – в избыткеконцентрированного

В. В две пробирки внести по 3 капли раствора соли хрома (III) и несколько капельразбавленного раствора едкого натра (из штатива с реактивами) до образования осадка гидроксида хрома (III). Растворить полученные осадки: в одной пробирке – в растворе соляной кислоты, в другой – в избыткеконцентрированного раствора едкого натра (из вытяжного шкафа).

Опыт 5. Образование малодиссоциированных соединений. В пробирку внести 3−5 капель раствора хлорида аммония и добавить несколько капель раствора едкого натра. Обратите внимание на запах, объясните его появление на основе уравнения реакции.

Опыт 6. Образование комплексов. В пробирку налить 3−5 капель раствора сульфата меди (II), затем по каплям добавить разбавленный (из штатива с реактивами!) раствор аммиака до образования осадка сульфата гидроксомеди (II) согласно реакции:

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

Добавить к осадку избыток концентрированного раствора аммиака (из вытяжного шкафа!). Обратить внимание на растворение осадка согласно реакции:

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

Какую окраску имеет образующийся растворимый амминокомплекс меди?

Опыт 7. Образование газов.

A. Налить в пробирку 3−5 капель раствора карбоната натрия и несколько капель серной кислоты. Что наблюдается?

Б. Налить в пробирку 3−5 капель раствора сульфида натрия и 1 каплю серной кислоты. Обратить внимание на запах выделяющегося газа.

В разбавленных растворах электролитов (кислот, оснований, солей) химические реакции протекают обычно при участии ионов . При этом все элементы реагентов могут сохранять свои степени окисления (обменные реакции ) или изменять их (окислительно – восстановительных реакции ).
В соответствии с правилом Бертолле , ионные реакции протекают практически необратимо, если образуются твердые малорастворимые вещества (они выпадают в осадок), легколетучие вещества (они выделяются в воде газов) или растворимые вещества — слабые электролиты (в том числе и вода). Ионные реакции изображаются системой уравнений – молекулярным , полным и кратким ионным . Ниже полные ионные уравнения опущены.
При написании уравнений ионных реакций надо обязательно руководствоваться .
Примеры реакций с выпадением осадков:
a) Ba(OH) 2 + H 2 SO 4 = BaSO 4 ↓ + 2H 2 O
Ba 2+ + SO 4 2- = BaSO 4 ↓
б) AgNO 3 + KI = AgI↓ + KNO 3
Ag + + I — = AgI↓
в) MgCl 2 + 2KOH = Mg(OH) 2 ↓ + 2KCl
Mg 2+ + 2OH — = Mg(OH) 2 ↓
г) 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 ↓
Обратите внимание, AgCO 3 , BaCO 3 и CaCO 3 ПРАКТИЧЕСКИ НЕРАСТВОРИМЫЕ В ВОДЕ И ВЫПАДАЮТ В ОСАДОК КАК ТАКОВЫЕ, НАПРИМЕР:
Ba(NO 3) 2 + K 2 CO 3 = BaCO 3 ↓ + 2KNO 3
Ba 2+ + CO 3 2- = BaCO 3 ↓
Соли остальных катионов, такие как MgCO 3 , CuCO 3 , FeCO 3 , ZnCO 3 и другие, хотя и нерастворимые в воде, но не осаждаются из водного раствора при проведении ионных реакций (т.е. их нельзя получить этим способом).
Например карбонат железа (II) FeCO 3 , полученный «сухим путем» или взятый в виде минерала сидерит , при внесении в воду осаждается без видимого взаимодействия. Однако при попытке его получения по обменной реакции в растворе между FeSO 4 и K 2 CO 3 выпадает осадок основной соли (приведен условный состав, на практике состав более сложный) и выделяется углекислый газ:
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
Аналогично FeCO 3, сульфид хрома (3) Cr 2 S 3 (нерастворимый в воде) не осаждается из раствора:

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
Некоторые соли разлагаются водой – сульфид алюминия Al 2 S 3 (а также BeS) и ацетат хрома(III) Cr(CH 3 COO) 3:
а) Al 2 S 3 + 6H 2 O = 2Al(OH) 3 ↓ + 3H 2 S
б) Cr(CH 3 COO) 3 + 2H 2 O= Cr(CH 3 COO)(OH) 2 ↓ + 2CH 3 COOH
Следовательно, эти соли нельзя получить по обменной реакции в растворе:
а) 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
б) CrCl 3 + 2H 2 O + 3Na(CH 3 COO) =
3NaCl + Cr(CH 3 COO)(OH) 2 ↓ + 2CH 3 COOH
Cr 3+ + 2H 2 O + 3CH 3 COO — =
Cr(CH 3 COO)(OH) 2 ↓ + CH 3 COOH

Примеры реакций с выделением газа:
а) BaS + 2HCl = BaCl 2 + H 2 S
S 2- + 2H + = H 2 S
б) Na 2 CO 3 + H 2 SO 4 = Na 2 SO 4 + CO 2 + H 2 O
CO 3 2- + 2H + = CO 2 + H 2 O
в) CaCO 3(T) + 2HNO 3 = Ca(NO 3) 2 + CO 2 + H 2 O
CaCO 3(T) + 2H + = Ca 2+ + CO 2 + H 2 O
Примеры реакций с образованием слабых электролитов:
а) 3NaOH + H 3 PO 4 = Na 3 PO 4 + 3H 2 O
3OH — + H 3 PO 4 = PO 4 3- + 3H 2 O
б) Mg(CH 3 COO) 2 + H 2 SO 4 = MgSO 4 + 2CH 3 COOH
CH 3 COO — + H + = CH 3 COOH
в) NH 4 F + HBr = NH 4 Br + HF
F — + H + = HF
Если реагенты и продукты обменной реакции не являются сильными электролитам, ионный вид уравнения отсутствует, например:
Mg(OH) 2(T) + 2HF = MgF 2 ↓ + 2H 2 O

При составлении ионных уравнений следует руководствоваться тем, что формулы веществ малодиссоциирующих, нерастворимых и газообразных записывают в молекулярном виде. Если вещество выпадает в осадок, то, как вы уже знаете, рядом с его формулой ставят стрелку, направленную вниз (↓), а если в ходе реакции выделяется газообразное вещество, то рядом с его формулой ставят стрелку, направленную вверх ().

Например, если к раствору сульфата натрия Na 2 SO 4 прилить раствор хлорида бария ВаСl 2 (рис. 132), то в результате реакции образуется белый осадок сульфата бария BaSO 4 . Запишем молекулярное уравнение реакции:

Рис. 132.
Взаимодействие сульфата натрия и хлорида бария

Перепишем это уравнение, изобразив сильные электролиты в виде ионов, а уходящие из сферы реакции - в виде молекул:

Мы записали, таким образом, полное ионное уравнение реакции. Если исключить из обеих частей равенства одинаковые ионы, т. е. ионы, не участвующие в реакции (2Na + и 2Сl - в левой и правой частях уравнения), то получим сокращённое ионное уравнение реакции:

Это уравнение показывает, что сущность реакции сводится к взаимодействию ионов бария Ва 2+ и сульфат-ионов , в результате которого образуется осадок BaSO 4 . При этом совершенно не имеет значения, в состав каких электролитов входили эти ионы до реакции. Аналогичное взаимодействие можно наблюдать и между K 2 SO 4 и Ba(NO 3) 2 , H 2 SO 4 и ВаСl 2 .

Лабораторный опыт № 17
Взаимодействие растворов хлорида натрия и нитрата серебра

К 1 мл раствора хлорида натрия в пробирке добавьте с помощью пипетки несколько капель раствора нитрата серебра. Что наблюдаете? Запишите молекулярное и ионное уравнения реакции. Согласно сокращённому ионному уравнению предложите несколько вариантов проведения такой реакции с другими электролитами. Запишите молекулярные уравнения проделанных реакций.

Таким образом, сокращённые ионные уравнения представляют собой уравнения в общем виде, которые характеризуют сущность химической реакции и показывают, какие ионы реагируют и какое вещество образуется в результате.

Рис. 133.
Взаимодействие азотной кислоты и гидроксида натрия

Если к раствору гидроксида натрия, окрашенного фенолфталеином в малиновый цвет, прилить избыток раствора азотной кислоты (рис. 133), то раствор обесцветится, что послужит сигналом протекания химической реакции:

NaOH + HNO 3 = NaNO 3 + Н 2 O.

Полное ионное уравнение этой реакции:

Na + + OН - + Н + + NO 3 = Na + + NO - 3 + Н 2 O.

Но поскольку ионы Na + и NO - 3 в растворе остаются в неизменном виде, то их можно не писать, и в конечном итоге сокращённое ионное уравнение реакции записывают так:

Н + + OH - = Н 2 O.

Оно показывает, что взаимодействие сильной кислоты и щёлочи сводится к взаимодействию ионов Н + и ионов ОН - , в результате которого образуется малодиссоциирующее вещество - вода.

Подобная реакция обмена может протекать не только между кислотами и щелочами, но и между кислотами и нерастворимыми основаниями. Например, если получить голубой осадок нерастворимого гидроксида меди (II) взаимодействием сульфата меди (II) с щёлочью (рис. 134):

а затем поделить полученный осадок на три части и прилить к осадку в первой пробирке раствор серной кислоты, к осадку во второй пробирке - соляной кислоты, а к осадку в третьей пробирке раствор азотной кислоты, то во всех трёх пробирках осадок растворится (рис. 135).

Рис. 135.
Взаимодействие гидроксида меди (II) с кислотами:
а - серной; б - соляной; в - азотной

Это будет означать, что во всех случаях прошла химическая реакция, суть которой и отражена с помощью одного и того же ионного уравнения.

Cu(OH) 2 + 2Н + = Си 2+ + 2Н 2 O.

Чтобы в этом убедиться, запишите молекулярные, полные и сокращённые ионные уравнения приведённых реакций.

Лабораторный опыт № 18
Получение нерастворимого гидроксида и взаимодействие его с кислотами

В три пробирки налейте по 1 мл раствора хлорида или сульфата железа (III). Прилейте в каждую пробирку по 1 мл раствора щёлочи. Что наблюдаете? Затем добавьте в пробирки соответственно растворы серной, азотной и соляной кислот до исчезновения осадка. Запишите молекулярные и ионные уравнения реакции.

Предложите несколько вариантов проведения такой реакции с другими электролитами. Запишите молекулярные уравнения предложенных реакций.

Рассмотрим ионные реакции, которые протекают с образованием газа.

В две пробирки нальём по 2 мл растворов карбоната натрия и карбоната калия. Затем в первую прильём соляной, а во вторую - раствор азотной кислоты (рис. 136). В обоих случаях мы заметим характерное «вскипание» из-за выделяющегося углекислого газа.

Рис. 136.
Взаимодействие растворимых карбонатов:
а - с соляной кислотой; б - с азотной кислотой

Запишем молекулярное и ионные уравнения реакции для первого случая:

Реакции, протекающие в растворах электролитов, записывают с помощью ионных уравнений. Эти реакции называют реакциями ионного обмена, так как в раствоpax электролиты обмениваются своими ионами. Таким образом, можно сделать два вывода.

Ключевые слова и словосочетания

1. Молекулярное и ионное уравнения реакций.
2. Реакции ионного обмена.
3. Реакции нейтрализации.

Работа с компьютером

1. Обратитесь к электронному приложению. Изучите материал урока и выполните предложенные задания.
2. Найдите в Интернете электронные адреса, которые могут служить дополнительными источниками, раскрывающими содержание ключевых слов и словосочетаний параграфа. Предложите учителю свою помощь в подготовке нового урока - сделайте сообщение по ключевым словам и словосочетаниям следующего параграфа.

Вопросы и задания

Наименование параметра	Значение
Тема статьи:	Ионные уравнения
Рубрика (тематическая категория)	Металлы и Сварка

Большинство химических реакций протекает в растворах. Растворы электролитов содержат ионы, в связи с этим реакции и растворах электролитов фактически сводятся к реакциям между ионами. Реакции между ионами называют ионными реакциями, а уравнения таких реакций - ионными уравнениями. При составлении ионных уравнении следует руководствоваться тем, что формулы веществ малодиссоциирующих, нерастворимых и газообразных записываются в молекулярном виде.

Белое вещество выпадает в осадок, то рядом с его формулой ставят стрелку, направленную вниз, а если в ходе реакции выделяется газообразное вещество, то рядом с его формулой ставят стрелку, направленную вверх.

Перепишем это уравнение, изобразив сильные электролиты в виде ионов, а уходящие из сферы реакции - в виде молекул:

Мы записали, таким образом, полное ионное уравнение реакции.

В случае если исключить из обеих частей равенства одинаковые ионы, то есть не участвующие в реакции в левой и правой часто уравнения), то получим сокращенное ионное уравнение реакции:

Τᴀᴋᴎᴍ ᴏϬᴩᴀᴈᴏᴍ, сокращенные ионные уравнения представляют из себяуравнения в общем виде, которые характеризуют сущность химической реакции показывают, какие ионы реагируют и какое вещество образуется в результате.

Реакции ионного обмена протекают до конца в тех случаях, когда образуется или осадок, или малодиссоциирующее вещество, к примеру вода. Беля к раствору гидроксида натрия, окрашенного фенолфталеином в малиновый цвет, прилить избыток раствора азотной кислоты, то раствор обесцветится, что послужит сигналом протекания химической реакции:

Оно показывает, что взаимодействие сильной кислоты и щелочи сводится к взаимодействию ионов Н+ и ионов ОН -, в результате которого образуется малодиссоцвирующее вещество - вода.

Указанная реакция взаимодействия сильной кислоты со щелочью принято называть реакцией нейтрализации. Это частный случай реакции обмена.

Подобная реакция обмена может протекать не только между кислотами и щелочами, но и между кислотами и нерастворимыми основаниями. К примеру, в случае если получить голубой осадок нерастворимого гидроксида меди (II) взаимодействием сульфата меди II со щелочью:

а затем поделить полученный осадок на три части и прилить к осадку в первой пробирке раствор серной кислоты, к осадку во второй пробирке раствор соляной кислоты, а к осадку в третьей пробирке раствор азотной кислоты, то во всœех трех пробирках осадок растворится. Это будет означать, что во всœех случаях прошла химическая реакция, суть которой и отражена с помощью одного и того же ионного уравнения.

Чтобы в данном убедиться, запишите молекулярные, полные и сокращенные ионные уравнения приведенных реакций.

Рассмотрим ионные реакции, которые протекают с образованием газа. В две пробирки нальем по 2 мл растворов карбоната натрия и карбоната калия. Далее в первую прильем раствор соляной, а во вторую - азотной кислоты. В обоих случаях мы заметим характерное "вскипание" из-за выделяющегося углекислого газа. Запишем уравнения реакций для первого случая:

Реакции, протекающие в растворах электролитов, эапис каются с помощью ионных уравнений. Эти реакции называл реакциями ионного обмена, так как в растворах электролиты обмениваются своими ионами. Τᴀᴋᴎᴍ ᴏϬᴩᴀᴈᴏᴍ, можно сделать два вывода. 1. Реакции в водных растворах электролитов являются реакциями между ионами, а потому изображаются в виде ионных уравнений. Οʜᴎ проще молекулярных и носят более общий характер.

2. Реакции ионного обмена в растворах электролитов практически необратимо протекают только в том случае, в случае если в результате образуется осадок, газ или малодиссоциирующее вещество.

7. Комплексные соединœения

Ионные уравнения - понятие и виды. Классификация и особенности категории "Ионные уравнения" 2017, 2018.

Так как электролиты в растворе находятся в виде ионов, то реакции между растворами солей, оснований и кислот – это реакции между ионами, т.е. ионные реакции. Некоторые из ионов, участвуя в реакции, приводят к образованию новых веществ (малодиссоциирующих веществ, осадков, газов, воды), а другие ионы, присутствуя в растворе, не дают новых веществ, но остаются в растворе. Для того, чтобы показать, взаимодействие каких ионов приводит к образованию новых веществ, составляют молекулярные, полные и краткие ионные уравнения.

В молекулярных уравнениях все вещества представлены в виде молекул. Полные ионные уравнения показывают весь перечень ионов имеющихся в растворе при данной реакции. Краткие ионные уравнения составлены лишь теми ионами, взаимодействие между которыми приводит к образованию новых веществ (малодиссоциирующих веществ, осадков, газов, воды).

При составлении ионных реакций следует помнить, что вещества малодиссоциированные (слабые электролиты), мало – и труднорастворимые (выпадающие в осадок – “Н ”, “М ”, см. приложение‚ таблица 4) и газообразные записываются в виде молекул. Сильные электролиты, диссоциированные практически полностью, – в виде ионов. Знак “↓”, стоящий после формулы вещества, указывает на то, что это вещество удаляется из сферы реакции в виде осадка, а знак “”, указывает на удаление вещества в виде газа.

Порядок составления ионных уравнений по известным молекулярным уравнениям рассмотрим на примере реакции между растворами Na 2 CO 3 и HCl.

1. Уравнение реакции записывается в молекулярной форме:

Na 2 CO 3 + 2HCl → 2NaCl + H 2 CO 3

2. Уравнение переписывается в ионной форме, при этом хорошо диссоциирующие вещества записываются в виде ионов, а вещества малодиссоциирующие (в том числе и вода), газы или труднорастворимые – в виде молекул. Коэффициент, стоящий перед формулой вещества в молекулярном уравнении одинаково относится к каждому из ионов, составляющих вещество, и поэтому он выносится в ионном уравнении перед ионом:

2 Na + + CO 3 2- + 2H + + 2Cl - <=> 2Na + + 2Cl - + CO 2 + H 2 O

3. Из обеих частей равенства исключаются (сокращаются) ионы, встречающиеся в левой и правой частях (подчеркнуты соответствующими черточками):

2 Na + + CO 3 2- + 2H + + 2Cl - <=> 2Na + + 2Cl - + CO 2 + H 2 O

4. Ионное уравнение записывается в его окончательном виде (краткое ионоое уравнение):

2H + + CO 3 2- <=> CO 2 + H 2 O

Если в ходе реакции образуются и/или малодиссоциированные, и/или труднорастворимые, и/или газообразные вещества, и/или вода, а в исходных веществах такие соединения отсутствуют‚ то реакция будет практически необратимой (→), и для неё можно составить молекулярное, полное и краткое ионное уравнение. Если такие вещества есть и в реагентах‚ и в продуктах, то реакция будет обратимой (<=>):

Молекулярное уравнение : СаСО 3 + 2HCl <=> CaCl 2 + H 2 O + CO 2

Полное ионное уравнение : СаСО 3 + 2H + + 2Cl – <=> Ca 2+ + 2Cl – + H 2 O + CO 2