Reakcja jonowa

Z Wikipedii, wolnej encyklopedii
Skocz do: nawigacji, wyszukiwania

Reakcja jonowa to reakcja chemiczna, w której reagują z sobą bezpośrednio jony lub jony z cząsteczkami elektrycznie obojętnymi.

Reakcje czysto jonowe, tzn. takie, w których wszystkie produkty i wszystkie substraty są wolnymi jonami, występują stosunkowo rzadko. Zazwyczaj charakter jonowy posiada tylko część etapów reakcji nazywanych jonowymi. Etapy jonowe są często poprzedzone w fazie gazowej jonizacją, a w fazie ciekłej dysocjacją elektrolityczną i kończą się rekombinacją jonów lub reakcjami redoks.

Reakcje z udziałem jonów są powszechnie spotykane w naturze. Znaczna część reakcji biochemicznych ma taki charakter. Również wiele procesów przemysłowych opiera się na reakcjach jonowych. Są to np.

Przykłady reakcji jonowych[edytuj | edytuj kod]

I. Reakcja strącania osadu (wymiana podwójna).[edytuj | edytuj kod]

1) sól1 + sól2 → sól3↓ + sól4

sól1,2,4 – substancje dobrze rozpuszczalne w wodzie.

Przykłady:

Na2SiO3 + Mg(NO3)2 → 2NaNO3 + MgSiO3
2Na+ + SiO32− + Mg2+ +2NO3 → 2Na+ + 2NO3 + MgSiO3
SiO32− + Mg2+ → MgSiO3

2) sól1 + kwas1 → sól2↓ + kwas2

sól1, kwas1, 2 – substancje dobrze rozpuszczalne w wodzie.

Przykłady:

CaCl2 + H2SO4CaSO4↓ + 2HCl
Ca2+ + 2Cl + 2H+ + SO42− → CaSO4↓ + 2H+ + 2Cl
Ca2+ + SO42− → CaSO4

3) sól1 + zasada1 → sól2(↓) + wodorotlenek2(↓)

sól1, zasada1 – substancje dobrze rozpuszczalne w wodzie,
sól2 albo wodorotlenek2 – substancje nie rozpuszczalne w wodzie.

Przykłady:

2Na3PO4 + 3Ba(OH)2Ba3(PO4)2↓ + 6NaOH
6Na+ + 2PO43− + 3Ba2+ + 6OH → Ba3(PO4)2↓ + 6Na+ + 6OH
2PO43− + 3Ba2+ → Ba3(PO4)2

Fe2(SO4)3 + 6NaOH → 3Na2SO4 + 2Fe(OH)3
2Fe3+ + 3SO42− + 6Na+ + 6OH → 6Na+ + 3SO42− + 2Fe(OH)3
2Fe3+ + 6OH → 2Fe(OH)3

II. Reakcja tworzenia słabych elektrolitów, w tym wody[edytuj | edytuj kod]

A) Reakcja zobojętniania (tworzenia wody)

1) kwas + zasada → sól + woda

Przykłady:

H2SO4 + 2NaOH → Na2SO4 + 2H2O
2H+ + SO42− + 2Na+ + 2OH → 2Na+ + SO42− + 2H2O
2H+ + 2OH → 2H2O
H+ + OH → H2O

B) Reakcja tworzenia słabych elektrolitów zachodzi pomiędzy solą a kwasem lub zasadą, produktami tej reakcji jest kolejna sól i kolejny kwas lub zasada, jednak nowo powstały kwas lub zasada jest słabym elektrolitem, np. HF, HCN, H2SO3, HNO2, H2CO3, NH3·H2O.

1) sól1 + kwas1 → sól2 + kwas2 – słaby elektrolit

Przykłady:

Na2CO3 + 2HCl → 2NaCl + (CO2 + H2O) – kwas H2CO3 po rozpadzie.
2Na+ + CO32− + 2H+ + 2Cl → 2Na+ + 2Cl + CO2 + H2O
CO32− + 2H+ → CO2 + H2O

MgSO3 + 2HNO3 → Mg(NO3)2 + (SO2 + H2O) – kwas H2SO3 po rozpadzie.
Mg2+ + SO32− + 2H+ + 2NO3 → Mg2+ + 2NO3 + SO2 + H2O
SO32− + 2H+ → SO2 + H2O

CaCN2 + H2SO4 → CaSO4 + 2HCN↑ <CN />Ca2+ + 2CN + 2H+ + SO42− →Ca2+ + SO42− + 2HCN↑ <CN />2CN +2H+ → 2HCN↑

2) sól1 + zasada1 → sól2 + zasada2 – słaby elektrolit

Przykłady:

NH4Cl + KOHKCl + NH3↑ + H2O
NH4+ + Cl + K+ + OH → K+ + Cl + NH3 + H2O
NH4+ + OH → NH3 + H2O

III. Reakcja kwasu z metalem (wymiana pojedyncza)[edytuj | edytuj kod]

1) kwas + metal → sól + wodór

Przykłady:

H2SO4 + Mg → MgSO4 + H2
2H+ + SO42− + Mg0 → Mg2+ + SO42− + H20
2H+ + Mg0 → Mg2+ + H20

6HCl + 2Fe → 2FeCl3 + 3H2
6H+ + 6Cl + 2Fe0 → 2Fe3+ +6Cl + 3H20
6H+ + 2Fe0 → 2Fe3+ + 3H20

IV. Hydroliza soli[edytuj | edytuj kod]

A) Hydroliza soli pochodzącej od mocnego kwasu i słabej zasady (AlCl3, Fe2(SO4)3, NH4NO3) – hydroliza kationowa.

1)sól + woda ⇌ kwas + wodorotlenek↓

Przykłady:

AlCl3 + 3H2O ⇌ 3HCl + Al(OH)3
Al3+ + 3Cl + 3H2O ⇌ 3H+ + 3Cl + Al(OH)3
Al3+ + 3H2O ⇌ 3H+ + Al(OH)3↓ o odczynie kwasowym świadczy obecność kationów H+

B) Hydroliza soli pochodzącej od słabego kwasu i mocnej zasady (K2CO3, Na2SO3, Na2S) – hydroliza anionowa.

1)sól + woda ⇌ kwas (rozpada się, gdyż jest słabym elektrolitem) + zasada

Przykłady:

K2CO3 + 2H2O ⇌ 2KOH + CO2 + H2O
2K+ + CO32− + 2H2O ⇌ 2K+ + 2OH + CO2 + H2O
CO32− + 2H2O ⇌ 2OH + CO2 + H2O o odczynie zasadowym świadczy obecność anionów OH