Reakcja jonowa

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.

• polimeryzacja jonowa,
• wiele przemysłowo prowadzonych syntez organicznych
• procesy galwanizacyjne,
• procesy zachodzące w akumulatorach,
• procesy zachodzące w bateriach

Przykłady reakcji jonowych

I. Reakcja strącania osadu (wymiana podwójna).

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 + H₂SO₄ → CaSO₄↓ + 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)₂ → Ba₃(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

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 + KOH → KCl + NH₃↑ + H₂O
NH₄⁺ + Cl⁻ + K⁺ + OH⁻ → K⁺ + Cl⁻ + NH₃ + H₂O
NH₄⁺ + OH⁻ → NH₃ + H₂O

III. Reakcja kwasu z metalem (wymiana pojedyncza)

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

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⁻