oxid sodný. Iontové chemické reakce Reakční rovnice Na o2

9.1. Jaké jsou chemické reakce

Připomeňme, že chemickými reakcemi nazýváme jakékoli chemické jevy přírody. Během chemické reakce se některé chemické vazby přeruší a jiné chemické vazby se vytvoří. V důsledku reakce se z některých chemikálií získávají další látky (viz kap. 1).

Při domácím úkolu k § 2.5 jste se seznámili s tradičním výběrem čtyř hlavních typů reakcí z celého souboru chemických přeměn, zároveň jste navrhli jejich názvy: kombinační, rozkladné, substituční a výměnné reakce.

Příklady reakcí sloučenin:

C + O 2 \u003d C02; (1)
Na20 + C02 \u003d Na2C03; (2)
NH3 + CO2 + H20 \u003d NH4HC03. (3)

Příklady rozkladných reakcí:

2Ag20 4Ag + O2; (4)
CaC03 CaO + C02; (5)
(NH4)2Cr207N2 + Cr203 + 4H20. (6)

Příklady substitučních reakcí:

CuSO4 + Fe \u003d FeSO4 + Cu; (7)
2NaI + Cl2 \u003d 2NaCl + I2; (8)
CaC03 + Si02 \u003d CaSi03 + CO2. (9)

Příklady výměnných reakcí:

Ba(OH)2 + H2S04 = BaS04 + 2H20; (10)
HCl + KNO 2 \u003d KCl + HNO 2; (jedenáct)
AgN03 + NaCl \u003d AgCl + NaNO3. (12)

Tradiční klasifikace chemických reakcí nepokrývá celou jejich rozmanitost – kromě reakcí čtyř hlavních typů existuje i mnoho složitějších reakcí.
Výběr dvou dalších typů chemických reakcí je založen na účasti dvou nejdůležitějších nechemických částic: elektronu a protonu.
Při některých reakcích dochází k úplnému nebo částečnému přenosu elektronů z jednoho atomu na druhý. V tomto případě se mění oxidační stavy atomů prvků, které tvoří výchozí látky; z uvedených příkladů jsou to reakce 1, 4, 6, 7 a 8. Tyto reakce se nazývají redoxní.

V jiné skupině reakcí přechází vodíkový iont (H +), tedy proton, z jedné reagující částice na druhou. Takové reakce se nazývají acidobazické reakce nebo reakce přenosu protonů.

Mezi uvedenými příklady jsou takové reakce reakce 3, 10 a 11. Analogicky s těmito reakcemi se někdy nazývají redoxní reakce reakce přenosu elektronů. Se SŽDC se seznámíte v § 2 a s KOR - v následujících kapitolách.

REAKCE SLOUČENIN, ROZKLADNÉ REAKCE, SUBSTITUČNÍ REAKCE, VÝMĚNNÉ REAKCE, REDOXNÍ REAKCE, ACIDOBAZICKÉ REAKCE.
Napište reakční rovnice odpovídající následujícím schématům:
a) HgO Hg + O 2 ( t); b) Li20 + S02Li2S03; c) Cu(OH)2CuO + H20 ( t);
d) AI + I 2 AI 3; e) CuCl2 + Fe FeCl2 + Cu; e) Mg + H3P04Mg3(P04)2 + H2;
g) Al + O 2 Al 2 O 3 ( t); i) KClO 3 + PP 2 O 5 + KCl ( t); j) CuS04 + AI Al 2 (SO 4) 3 + Cu;
l) Fe + Cl 2 FeCl 3 ( t); m) NH3 + O2N2 + H20 ( t); m) H2SO4 + CuO CuSO4 + H20.
Uveďte tradiční typ reakce. Všimněte si redoxních a acidobazických reakcí. V redoxních reakcích označte atomy prvků, které mění svůj oxidační stav.

Uvažujme redoxní reakci, ke které dochází ve vysokých pecích při průmyslové výrobě železa (přesněji litiny) ze železné rudy:

Fe203 + 3CO \u003d 2Fe + 3CO2.

Stanovme oxidační stavy atomů, které tvoří jak výchozí látky, tak reakční produkty

Jak vidíte, oxidační stav atomů uhlíku se v důsledku reakce zvýšil, oxidační stav atomů železa se snížil a oxidační stav atomů kyslíku zůstal nezměněn. V důsledku toho prošly atomy uhlíku v této reakci oxidací, to znamená, že ztratily elektrony ( oxidované) a atomy železa k redukci, to znamená, že připojovaly elektrony ( zotavil) (viz § 7.16). Pro charakterizaci OVR se používají pojmy okysličovadlo A redukční činidlo.

V naší reakci jsou tedy oxidačními atomy atomy železa a redukujícími atomy jsou atomy uhlíku.

V naší reakci je oxidačním činidlem oxid železitý a redukčním činidlem je oxid uhličitý.
V případech, kdy jsou oxidující a redukující atomy součástí téže látky (příklad: reakce 6 z předchozího odstavce), pojmy „oxidační látka“ a „redukující látka“ se nepoužívají.
Typická oxidační činidla jsou tedy látky, které obsahují atomy, které mají tendenci přidávat elektrony (zcela nebo zčásti), čímž se snižuje jejich oxidační stav. Z jednoduchých látek jsou to především halogeny a kyslík, v menší míře síra a dusík. Z komplexních látek - látky, které obsahují atomy ve vyšších oxidačních stavech, nemají sklon tvořit jednoduché ionty v těchto oxidačních stavech: HNO 3 (N + V), KMnO 4 (Mn + VII), CrO 3 (Cr + VI), KClO 3 (Cl + V), KCl04 (Cl + VII) atd.
Typická redukční činidla jsou látky, které obsahují atomy, které mají tendenci zcela nebo částečně darovat elektrony, čímž se zvyšuje jejich oxidační stav. Z jednoduchých látek jsou to vodík, alkalické kovy a kovy alkalických zemin a také hliník. Z komplexních látek - H 2 S a sulfidy (S -II), SO 2 a siřičitany (S + IV), jodidy (I -I), CO (C + II), NH 3 (N -III) atd.
Obecně platí, že téměř všechny složité a mnohé jednoduché látky mohou vykazovat jak oxidační, tak redukční vlastnosti. Například:
SO 2 + Cl 2 \u003d S + Cl 2 O 2 (SO 2 je silné redukční činidlo);
SO 2 + C \u003d S + CO 2 (t) (SO 2 je slabé oxidační činidlo);
C + O 2 \u003d CO 2 (t) (C je redukční činidlo);
C + 2Ca \u003d Ca 2 C (t) (C je oxidační činidlo).
Vraťme se k reakci, kterou jsme diskutovali na začátku této části.

Všimněte si, že v důsledku reakce se oxidační atomy (Fe + III) změnily na redukující atomy (Fe 0) a redukující atomy (C + II) se změnily na oxidační atomy (C + IV). Ale CO 2 za jakýchkoliv podmínek je velmi slabé oxidační činidlo a železo, ačkoli je redukčním činidlem, je za těchto podmínek mnohem slabší než CO. Produkty reakce tedy vzájemně nereagují a nedochází k opačné reakci. Výše uvedený příklad je ilustrací obecného principu, který určuje směr toku OVR:

Redoxní reakce probíhají ve směru vzniku slabšího oxidačního činidla a slabšího redukčního činidla.

Redoxní vlastnosti látek lze porovnávat pouze za stejných podmínek. V některých případech lze toto srovnání provést kvantitativně.
Při domácím úkolu pro první odstavec této kapitoly jste viděli, že je poměrně obtížné najít koeficienty v některých reakčních rovnicích (zejména OVR). Pro zjednodušení této úlohy v případě redoxních reakcí se používají následující dvě metody:
A) metoda elektronické váhy A
b) metoda elektron-iontové rovnováhy.
Nyní budete studovat metodu elektronové rovnováhy a metoda elektronové rovnováhy se obvykle studuje na vysokých školách.
Obě tyto metody jsou založeny na tom, že elektrony při chemických reakcích nikde nezmizí a nikde se neobjeví, to znamená, že počet elektronů přijatých atomy se rovná počtu elektronů odevzdaných jinými atomy.
Počet darovaných a přijatých elektronů v metodě elektronové rovnováhy je určen změnou oxidačního stavu atomů. Při použití této metody je nutné znát složení jak výchozích látek, tak reakčních produktů.
Zvažte použití metody elektronické váhy na příkladech.

Příklad 1 Udělejme rovnici pro reakci železa s chlórem. Je známo, že produktem takové reakce je chlorid železitý. Napíšeme reakční schéma:

Fe + Cl2FeCl3.

Pojďme určit oxidační stavy atomů všech prvků, které tvoří látky účastnící se reakce:

Atomy železa darují elektrony a molekuly chloru je přijímají. Vyjadřujeme tyto procesy elektronické rovnice:
Fe-3 E- \u003d Fe + III,
Cl2 + 2 E-\u003d 2Cl -I.

Aby se počet daných elektronů rovnal počtu přijatých, je třeba první elektronickou rovnici vynásobit dvěma a druhou třemi:

Zadáním koeficientů 2 a 3 do reakčního schématu získáme reakční rovnici:
2Fe + 3Cl2 \u003d 2FeCl3.

Příklad 2 Sestavme rovnici pro reakci spalování bílého fosforu v přebytku chlóru. Je známo, že chlorid fosforečný vzniká za těchto podmínek:

Molekuly bílého fosforu darují elektrony (oxidují) a molekuly chloru je přijímají (redukují):

Původně získané faktory (2 a 20) měly společného dělitele, kterým (jako budoucí koeficienty v reakční rovnici) byly děleny. Reakční rovnice:

P4 + 10Cl2 \u003d 4PCl 5.

Příklad 3 Sestavme rovnici pro reakci, ke které dochází při pražení sulfidu železnatého v kyslíku.

Schéma reakce:

V tomto případě jsou oxidovány atomy železa (II) i síry (–II). Složení sulfidu železnatého obsahuje atomy těchto prvků v poměru 1:1 (viz indexy v nejjednodušším vzorci).
Elektronická váha:

Reakční rovnice: 4FeS + 7O 2 = 2Fe 2 O 3 + 4SO 2.

Příklad 4. Sestavme rovnici pro reakci, ke které dochází při spalování disulfidu železnatého (pyritu) v kyslíku.

Schéma reakce:

Stejně jako v předchozím příkladu jsou zde také oxidovány atomy železa(II) a atomy síry, ale s oxidačním stavem I. Atomy těchto prvků jsou ve složení pyritu zahrnuty v poměru 1:2 (viz indexy v nejjednodušším vzorci). V tomto ohledu reagují atomy železa a síry, což se bere v úvahu při sestavování elektronické váhy:

Reakční rovnice: 4FeS 2 + 11O 2 = 2Fe 2 O 3 + 8SO 2.

Existují i ​​složitější případy OVR, některé poznáte tak, že si uděláte domácí úkol.

ATOM OXIDZÁTORU, ATOM REDUKTORU, OXIDAČNÍ LÁTKA, REDUKČNÍ LÁTKA, METODA ELEKTRONOVÉ ROVNOVÁHY, ELEKTRONICKÉ ROVNICE.
1. Proveďte elektronickou váhu pro každou rovnici OVR uvedenou v textu § 1 této kapitoly.
2. Sestavte rovnice OVR, které jste objevili při plnění úkolu k § 1 této kapitoly. Tentokrát použijte k umístění kurzů metodu elektronického vyvažování. 3. Metodou elektronických vah sestavte reakční rovnice odpovídající následujícím schématům: a) Na + I 2 NaI;
b) Na+02Na202;
c) Na202 + Na Na20;
d) AI + Br2AlBr3;
e) Fe + O 2 Fe 3 O 4 ( t);
e) Fe 3 O 4 + H 2 FeO + H 2 O ( t);
g) FeO + O 2 Fe 2 O 3 ( t);
i) Fe 2 O 3 + CO Fe + CO 2 ( t);
j) Cr + O 2 Cr 2 O 3 ( t);
l) CrO3 + NH3Cr203 + H20 + N2 ( t);
m) Mn207 + NH3Mn02 + N2 + H20;
m) Mn02 + H2Mn + H20 ( t);
n) MnS + O 2 MnO 2 + SO 2 ( t)
p) PbO 2 + CO Pb + CO 2 ( t);
c) Cu 2 O + Cu 2 S Cu + SO 2 ( t);
t) CuS + O 2 Cu 2 O + SO 2 ( t);
y) Pb304 + H2Pb + H20 ( t).

Proč dochází k chemickým reakcím?
Abychom na tuto otázku odpověděli, připomeňme si, proč se jednotlivé atomy spojují do molekul, proč z izolovaných iontů vzniká iontový krystal, proč při tvorbě elektronového obalu atomu funguje princip nejmenší energie. Odpověď na všechny tyto otázky je stejná: protože je energeticky prospěšná. To znamená, že se při takových procesech uvolňuje energie. Zdálo by se, že chemické reakce by měly probíhat ze stejného důvodu. Skutečně lze provést mnoho reakcí, při kterých se uvolňuje energie. Energie se uvolňuje, obvykle ve formě tepla.

Pokud se teplo během exotermické reakce nestihne odstranit, reakční systém se zahřeje.
Například při spalovací reakci metanu

CH4 (g) + 202 (g) \u003d CO2 (g) + 2H20 (g)

se uvolňuje tolik tepla, že se metan používá jako palivo.
Skutečnost, že se při této reakci uvolňuje teplo, lze odrazit v reakční rovnici:

CH4 (g) + 202 (g) \u003d CO2 (g) + 2H20 (g) + Q.

Tato tzv termochemická rovnice. Zde je symbol „+ Q“ znamená, že při spalování metanu se uvolňuje teplo. Toto teplo se nazývá tepelný účinek reakce.
Odkud pochází uvolněné teplo?
Víte, že při chemických reakcích se chemické vazby přerušují a tvoří. V tomto případě dochází k přerušení vazeb mezi atomy uhlíku a vodíku v molekulách CH 4 a také mezi atomy kyslíku v molekulách O 2 . V tomto případě vznikají nové vazby: mezi atomy uhlíku a kyslíku v molekulách CO 2 a mezi atomy kyslíku a vodíku v molekulách H 2 O. K rozbití vazeb je potřeba vynaložit energii (viz „energie vazby“, „energie atomizace“ ), a při vytváření vazeb se uvolňuje energie. Je zřejmé, že pokud jsou „nové“ vazby silnější než ty „staré“, bude více energie uvolněno, než absorbováno. Rozdíl mezi uvolněnou a absorbovanou energií je tepelný účinek reakce.
Tepelný efekt (množství tepla) se měří v kilojoulech, například:

2H2 (g) + O2 (g) \u003d 2H20 (g) + 484 kJ.

Takový rekord znamená, že se uvolní 484 kilojoulů tepla, pokud dva moly vodíku zreagují s jedním molem kyslíku a vytvoří se dva moly plynné vody (páry).

Tím pádem, v termochemických rovnicích se koeficienty číselně rovnají látkovým množstvím reaktantů a reakčních produktů.

Co určuje tepelný účinek každé konkrétní reakce?
Tepelný účinek reakce závisí
a) ze stavů agregace výchozích látek a reakčních produktů,
b) na teplotě a
c) zda k chemické přeměně dochází při konstantním objemu nebo při konstantním tlaku.
Závislost tepelného účinku reakce na stavu agregace látek je způsobena tím, že procesy přechodu z jednoho stavu agregace do druhého (jako některé jiné fyzikální procesy) jsou doprovázeny uvolňováním nebo absorpcí tepla. To lze vyjádřit i termochemickou rovnicí. Příkladem je termochemická rovnice kondenzace vodní páry:

H20 (g) \u003d H20 (g) + Q.

V termochemických rovnicích a v případě potřeby v běžných chemických rovnicích jsou agregované stavy látek indikovány pomocí písmenných indexů:
d) - plyn,
g) - kapalina,
(t) nebo (cr) je pevná nebo krystalická látka.
Závislost tepelného účinku na teplotě je spojena s rozdíly v tepelných kapacitách výchozí látky a reakční produkty.
Vzhledem k tomu, že v důsledku exotermické reakce při konstantním tlaku se objem systému vždy zvětší, část energie se spotřebuje na práci na zvětšení objemu a uvolněné teplo bude menší než v případě stejné reakce. při konstantní hlasitosti.
Tepelné účinky reakcí se obvykle počítají pro reakce probíhající při konstantním objemu při 25 °C a označují se symbolem QÓ.
Pokud se energie uvolňuje pouze ve formě tepla a chemická reakce probíhá při konstantním objemu, pak tepelný účinek reakce ( Q V) se rovná změně vnitřní energie(D U) látky účastnící se reakce, ale s opačným znaménkem:

Q V = - U.

Vnitřní energií tělesa se rozumí celková energie mezimolekulárních interakcí, chemických vazeb, ionizační energie všech elektronů, vazebná energie nukleonů v jádrech a všech ostatních známých i neznámých druhů energie „uložené“ tímto tělesem. Znaménko „–“ je způsobeno tím, že při uvolňování tepla se vnitřní energie snižuje. To znamená

U= – Q V .

Pokud reakce probíhá při konstantním tlaku, pak se objem systému může změnit. Část vnitřní energie je také vynaložena na práci na zvětšení objemu. V tomto případě

U = -(Q P + A) = –(Q P + PPROTI),

Kde Qp je tepelný účinek reakce probíhající při konstantním tlaku. Odtud

Q P = - NAHORUPROTI .

Hodnota rovna U+PPROTI byl pojmenován změna entalpie a označeno D H.

H=U+PPROTI.

Proto

Q P = - H.

Při uvolňování tepla se tedy entalpie systému snižuje. Odtud pochází starý název této veličiny: „tepelný obsah“.
Na rozdíl od tepelného efektu, změna entalpie charakterizuje reakci bez ohledu na to, zda probíhá při konstantním objemu nebo konstantním tlaku. Termochemické rovnice zapsané pomocí změny entalpie se nazývají termochemické rovnice v termodynamické podobě. V tomto případě je uvedena hodnota změny entalpie za standardních podmínek (25 °C, 101,3 kPa), značená H o. Například:
2H2 (g) + O2 (g) \u003d 2H20 (g) H o= – 484 kJ;
CaO (cr) + H20 (l) \u003d Ca (OH) 2 (cr) H o= - 65 kJ.

Závislost množství tepla uvolněného při reakci ( Q) z tepelného účinku reakce ( Q o) a množství látky ( n B) jeden z účastníků reakce (látka B - výchozí látka nebo reakční produkt) je vyjádřen rovnicí:

Zde B je množství látky B, dané koeficientem před vzorcem látky B v termochemické rovnici.

Úkol

Určete množství vodíkové látky spálené v kyslíku, pokud by se uvolnilo 1694 kJ tepla.

Řešení

Sodík je v přírodě nejrozšířenější a široce používaný alkalický kov, který zaujímá 11. místo v periodické tabulce (je v 1. skupině, hlavní podskupině, 3. periodě). Při interakci se vzdušným kyslíkem tvoří peroxid Na2O2. Můžete říct, že je to sodík? Samozřejmě ne, protože tato látka nepatří do třídy oxidů a její strukturní vzorec je napsán v této podobě: Na-O-O-Na. Vyšší oxidy jsou ty, ve kterých chemický prvek spojený s kyslíkem má nejvyšší oxidační stav. Sodík má pouze jeden oxidační stav, +1. Proto pro tento chemický prvek pojem „vyšší oxid“ neexistuje.

Oxid sodný je molekulární vzorec jeho Na2O. Molární hmotnost je 61,9789 g/mol. Hustota oxidu sodného je 2,27 g/cm³. Podle vzhled jde o bílou pevnou nehořlavou látku, která taje při teplotě plus 1132 °C, vře při teplotě plus 1950 °C a rozkládá se. Při rozpuštění ve vodě s ní oxid prudce reaguje, což má za následek vznik hydroxidu sodného, ​​který by se měl správně nazývat hydroxid. To lze popsat reakční rovnicí: Na2O + H2O → 2NaOH. Hlavní nebezpečí tohoto chemická sloučenina(Na2O) je, že prudce reaguje s vodou, což má za následek tvorbu agresivní žíravé alkálie.

Oxid sodný lze získat zahřátím kovu na teplotu nepřesahující 180 °C v prostředí s nízkým obsahem kyslíku: 4Na + O2 → 2Na2O. V tomto případě není možné získat čistý oxid, protože reakční produkty budou obsahovat až 20 % peroxidu a pouze 80 % cílové látky. Existují i ​​jiné způsoby, jak získat Na2O. Například při zahřívání směsi peroxidu s přebytkem kovu: Na2O2 + 2Na → 2Na2O. Kromě toho se oxid získává reakcí kovového sodíku s jeho hydroxidem: 2Na + NaOH → 2Na2O + H2 a také reakcí soli s alkalickým kovem: 6Na + 2NaNO2 → 4Na2O + N2. Všechny tyto reakce probíhají s přebytkem sodíku. Kromě toho, když se uhličitan alkalického kovu zahřeje na 851 ° C, lze také získat oxid tohoto kovu podle reakční rovnice: Na2CO3 → Na2O + CO2.

Oxid sodný má výrazné základní vlastnosti. Kromě toho, že prudce reaguje s vodou, také aktivně interaguje s kyselinami a oxidy kyselin. V důsledku reakce s kyselinou chlorovodíkovou vzniká sůl a voda: Na2O + 2HCl → 2NaCl + H2O. A při interakci s bezbarvými krystaly oxidu křemičitého vzniká křemičitan alkalického kovu: Na2O + SiO2 → Na2SiO3.

Oxid sodný, stejně jako oxid jiného alkalického kovu, draslíku, nemá velký praktický význam. Tato látka se obvykle používá jako činidlo, je důležitou složkou průmyslové (sodnovápenaté) a tekuté sklo, není však součástí optických skel. Průmyslové sklo obvykle obsahuje asi 15 % oxidu sodného, ​​70 % oxidu křemičitého (oxid křemičitý) a 9 % vápna (oxid Na slouží jako tavidlo ke snížení teploty, při které oxid křemičitý taje. Sodné sklo má nižší bod tání než potaš -vápno popř. je nejběžnější, používá se k výrobě okenních skel a skleněných nádob (lahví a sklenic) na nápoje, potraviny a některé další zboží. Sklo se často vyrábí z tvrzeného sodnovápenatokřemičitého skla.

Získává se tavením surovin - uhličitan sodný, vápno, dolomit, oxid křemičitý (oxid křemičitý), oxid hlinitý (alumina), jakož i malé množství činidel (například síran sodný, chlorid sodný) - ve sklářské peci při teplotách až 1675 °C. Zelené a hnědé lahve jsou vyrobeny ze surovin obsahujících méně oxidu hořečnatého a oxidu sodného v obalovém skle než v okenním skle.

2. února 2014 | Jeden komentář | Lolita Okolnová

Iontové reakce- reakce mezi ionty v roztoku

Pojďme se podívat na základní reakce anorganické a některé organické chemie.

Velmi často jsou v různých úlohách z chemie žádáni, aby napsali nejen chemické rovnice v molekulární formě, ale také v iontové (plné a zkrácené) formě. Jak již bylo uvedeno, v roztocích probíhají iontové chemické reakce. Látky se ve vodě často rozpadají na ionty.

Kompletní iontová rovnice pro chemickou reakci je: všechny sloučeniny jsou elektrolyty, přepisujeme do iontové formy, přičemž bereme v úvahu koeficienty:

2NaOH + H 2 SO 4 \u003d Na 2 SO 4 + 2H 2 O - rovnice molekulární reakce

2Na + +2OH - +2H + + SO -2 \u003d 2Na + + SO 4 -2 + 2H 2 O - rovnice kompletní iontové reakce

Zkrácená iontová rovnice chemické reakce: zredukujeme stejné složky:

2Na + +2OH - +2H + + SO -2 = 2Na + + S04 -2 + 2H20

Podle výsledků této redukce identických iontů je zřejmé, které ionty tvořily to, co je nerozpustné nebo špatně rozpustné - plynné produkty nebo činidla, sraženiny nebo špatně disociující látky.

Nerozkládejte se na ionty při iontových chemických reakcích látky:

1. nerozpustný ve vodě sloučeniny (nebo málo rozpustné) (viz );

Ca(N03)2 + 2NaOH = Ca(OH)2↓ + 2NaN03

Сa 2+ + 2NO 3 - + 2Na + + 2OH - \u003d Ca (OH) 2 + 2Na + + 2NO 3 - - úplná rovnice iontové reakce

Ca 2+ + 2OH - \u003d Ca (OH) 2 - zkrácená rovnice iontové reakce

2. plynné látky, například O 2, Cl 2, NO atd.:

Na2S + 2HCl \u003d 2NaCl + H2S

2Na + + S -2 + 2H + +2Cl - = 2Na + + 2Cl - + H2S - rovnice úplné iontové reakce

S -2 + 2H + = H2S - zkrácená rovnice iontové reakce

3. látky s nízkou disociací (H2O, NH4OH);

neutralizační reakce

OH - + H + \u003d H20 - zkrácená rovnice iontové reakce

4. (všechny: jak tvořené kovy, tak nekovy);

2AgNO3 + 2NaOH = Ag2O + 2NaNO3 + H2O

2Ag + + 2NO 3 - + 2Na + + 2OH - = Ag2O + 2NO 3 - + 2Na + + H2O - rovnice kompletní iontové reakce

2Ag + + 2OH - = Ag2O + H2O - rovnice redukované iontové reakce

5. organická hmota(organické kyseliny jsou klasifikovány jako látky s nízkou disociací)

CH3COOH + NaOH \u003d CH3COONa + H20

CH 3 COOH + Na + + OH - \u003d CH 3 COO - + Na + + H2O - úplná rovnice iontové reakce

CH 3 COOH + OH - \u003d CH 3 COO - + H2O - zkrácená rovnice iontové reakce

Často se jedná o iontové chemické reakce výměnné reakce.

Pokud jsou všechny látky účastnící se reakce ve formě iontů, pak nedochází k jejich vazbě s tvorbou nové látky, proto je reakce v tomto případě prakticky neproveditelná.

Charakteristickým rysem chemických reakcí výměny iontů z redoxních reakcí je to, že probíhají beze změny oxidačních stavů částic zapojených do reakce.

• ve zkoušce je otázka - Iontoměničové reakce
• v GIA (OGE) je to - Iontoměničové reakce