Oxid sodný. Iónové chemické reakcie Reakčná rovnica Na o2

9.1. Aké sú chemické reakcie?

Pamätajme, že akékoľvek chemické javy v prírode nazývame chemickými reakciami. Počas chemickej reakcie sa niektoré rozpadajú a iné vznikajú. chemické väzby. V dôsledku reakcie sa z niektorých chemických látok získavajú ďalšie látky (pozri kapitolu 1).

Pri domácej úlohe k § 2.5 ste sa zoznámili s tradičným výberom štyroch hlavných typov reakcií z celého súboru chemických premien a následne ste navrhli aj ich názvy: reakcie kombinácie, rozkladu, substitúcie a výmeny.

Príklady reakcií zlúčenín:

C + 02 = C02; (1)
Na20 + C02 = Na2C03; (2)
NH3 + C02 + H20 = NH4HC03. (3)

Príklady rozkladných reakcií:

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

Príklady substitučných reakcií:

CuS04 + Fe = FeS04 + Cu; (7)
2NaI + Cl2 = 2NaCl + I2; (8)
CaC03 + Si02 = CaSi03 + C02. (9)

Príklady výmenných reakcií:

Ba(OH)2 + H2S04 = BaS04 + 2H20; (10)
HCl + KN02 = KCI + HN02; (jedenásť)
AgN03 + NaCl = AgCl + NaN03. (12)

Tradičná klasifikácia chemických reakcií nepokrýva celú ich rozmanitosť – okrem štyroch hlavných typov reakcií existuje aj mnoho zložitejších reakcií.
Identifikácia dvoch ďalších typov chemických reakcií je založená na účasti dvoch dôležitých nechemických častíc: elektrónu a protónu.
Počas niektorých reakcií dochádza k úplnému alebo čiastočnému prenosu elektrónov z jedného atómu na druhý. V tomto prípade sa menia oxidačné stavy atómov prvkov, ktoré tvoria východiskové látky; z uvedených príkladov sú to reakcie 1, 4, 6, 7 a 8. Tieto reakcie sa nazývajú redox.

V inej skupine reakcií prechádza vodíkový ión (H +), teda protón, z jednej reagujúcej častice na druhú. Takéto reakcie sú tzv acidobázické reakcie alebo reakcie prenosu protónov.

Medzi uvedenými príkladmi sú takými reakciami reakcie 3, 10 a 11. Analogicky s týmito reakciami sa redoxné reakcie niekedy nazývajú reakcie prenosu elektrónov. S OVR sa zoznámite v § 2 a s KOR v nasledujúcich kapitolách.

ZLOŽENÉ REAKCIE, ROZKLADNÉ REAKCIE, SUBSTITUČNÉ REAKCIE, VÝMENNÉ REAKCIE, REDOXNÉ REAKCIE, KYSELO-BÁZICKÉ REAKCIE.
Napíšte reakčné rovnice zodpovedajúce nasledujúcim schémam:
a) HgO Hg + O 2 ( t); b) Li20 + S02Li2S03; c) Cu(OH)2CuO + H20 ( t);
d) Al + I2AlI3; e) CuCl2 + Fe FeCl2 + Cu; e) Mg + H3P04Mg3(P04)2 + H2;
g) Al + O 2 Al 2 O 3 ( t); i) KClO3 + PP205 + KCl ( t); j) CuS04 + Al Al2(S04)3 + Cu;
l) Fe + Cl 2 FeCl 3 ( t); m) NH3 + 02N2 + H20 ( t); m) H2SO4 + CuO CuSO4 + H20.
Označte tradičný typ reakcie. Označte redoxné a acidobázické reakcie. Pri redoxných reakciách uveďte, ktoré atómy prvkov menia svoje oxidačné stavy.

Zoberme si redoxnú reakciu, ktorá sa vyskytuje vo vysokých peciach pri priemyselnej výrobe železa (presnejšie liatiny) zo železnej rudy:

Fe203 + 3CO = 2Fe + 3C02.

Stanovme oxidačné stavy atómov, ktoré tvoria východiskové látky aj reakčné produkty

Ako vidíte, oxidačný stav atómov uhlíka sa v dôsledku reakcie zvýšil, oxidačný stav atómov železa sa znížil a oxidačný stav atómov kyslíka zostal nezmenený. V dôsledku toho atómy uhlíka v tejto reakcii prešli oxidáciou, to znamená, že stratili elektróny ( oxidované), a atómy železa – redukcia, to znamená, že pridali elektróny ( zotavil) (pozri § 7.16). Na charakterizáciu OVR sa používajú pojmy okysličovadlo A redukčné činidlo.

V našej reakcii sú teda oxidačné atómy atómy železa a redukujúce atómy sú atómy uhlíka.

V našej reakcii je oxidačným činidlom oxid železitý a redukčným činidlom je oxid uhoľnatý.
V prípadoch, keď sú oxidujúce atómy a redukujúce atómy súčasťou tej istej látky (príklad: reakcia 6 z predchádzajúceho odseku), pojmy „oxidačná látka“ a „redukujúca látka“ sa nepoužívajú.
Typické oxidačné činidlá sú teda látky, ktoré obsahujú atómy, ktoré majú tendenciu získavať elektróny (úplne alebo čiastočne), čím sa znižuje ich oxidačný stav. Z jednoduchých látok sú to predovšetkým halogény a kyslík, v menšej miere síra a dusík. Z komplexných látok - látky, ktoré obsahujú atómy vo vyšších oxidačných stupňoch, ktoré nemajú sklon tvoriť jednoduché ióny v týchto oxidačných stupňoch: HNO 3 (N +V), KMnO 4 (Mn +VII), CrO 3 (Cr +VI), KClO 3 (Cl + V), KCl04 (Cl + VII) atď.
Typické redukčné činidlá sú látky, ktoré obsahujú atómy, ktoré majú tendenciu úplne alebo čiastočne darovať elektróny, čím sa zvyšuje ich oxidačný stav. Jednoduché látky zahŕňajú vodík, alkalické kovy a kovy alkalických zemín a hliník. Z komplexných látok - H 2 S a sulfidy (S –II), SO 2 a siričitany (S +IV), jodidy (I –I), CO (C +II), NH 3 (N –III) atď.
Vo všeobecnosti takmer všetky zložité a mnohé jednoduché látky môžu vykazovať oxidačné aj redukčné vlastnosti. Napríklad:
S02 + Cl2 = S + Cl202 (S02 je silné redukčné činidlo);
S02 + C = S + C02 (t) (S02 je slabé oxidačné činidlo);
C + 02 = C02 (t) (C je redukčné činidlo);
C + 2Ca = Ca 2 C (t) (C je oxidačné činidlo).
Vráťme sa k reakcii, o ktorej sme hovorili na začiatku tejto časti.

Upozorňujeme, že v dôsledku reakcie sa oxidujúce atómy (Fe + III) zmenili na redukujúce atómy (Fe 0) a redukujúce atómy (C + II) sa zmenili na oxidujúce atómy (C + IV). Ale CO2 je veľmi slabé oxidačné činidlo za akýchkoľvek podmienok a železo, hoci je redukčným činidlom, je za týchto podmienok oveľa slabšie ako CO. Preto produkty reakcie navzájom nereagujú a nedochádza k spätnej reakcii. Uvedený príklad je ilustráciou všeobecného princípu, ktorý určuje smer toku OVR:

Redoxné reakcie prebiehajú v smere tvorby slabšieho oxidačného činidla a slabšieho redukčného činidla.

Redoxné vlastnosti látok možno porovnávať len za rovnakých podmienok. V niektorých prípadoch je možné toto porovnanie vykonať kvantitatívne.
Počas domácej úlohy pre prvý odsek tejto kapitoly ste sa presvedčili, že je dosť ťažké vybrať koeficienty v niektorých reakčných rovniciach (najmä ORR). Na zjednodušenie tejto úlohy v prípade redoxných reakcií sa používajú tieto dve metódy:
A) metóda elektronickej váhy A
b) metóda elektrón-iónovej rovnováhy.
Teraz sa naučíte metódu elektrónovej rovnováhy a metóda elektrónovej rovnováhy sa zvyčajne študuje na vysokých školách.
Obe tieto metódy sú založené na skutočnosti, že elektróny pri chemických reakciách ani nezmiznú, ani sa nikde neobjavia, to znamená, že počet elektrónov prijatých atómami sa rovná počtu elektrónov odovzdaných inými atómami.
Počet daných a prijatých elektrónov v metóde elektrónovej rovnováhy je určený zmenou oxidačného stavu atómov. Pri použití tejto metódy je potrebné poznať zloženie východiskových látok aj reakčných produktov.
Pozrime sa na aplikáciu metódy elektronickej váhy na príkladoch.

Príklad 1 Vytvorme rovnicu pre reakciu železa s chlórom. Je známe, že produktom tejto reakcie je chlorid železitý. Zapíšme si reakčnú schému:

Fe + Cl2 FeCl3.

Stanovme oxidačné stavy atómov všetkých prvkov, ktoré tvoria látky zúčastňujúce sa reakcie:

Atómy železa darujú elektróny a molekuly chlóru ich prijímajú. Vyjadrime tieto procesy elektronické rovnice:
Fe – 3 e– = Fe + III,
Cl2+2 e –= 2Cl-I.

Aby sa počet pridaných elektrónov rovnal počtu prijatých elektrónov, prvá elektronická rovnica sa musí vynásobiť dvoma a druhá tromi:

Zavedením koeficientov 2 a 3 do reakčnej schémy získame reakčnú rovnicu:
2Fe + 3Cl2 = 2FeCl3.

Príklad 2 Vytvorme rovnicu pre spaľovaciu reakciu bieleho fosforu v prebytku chlóru. Je známe, že chlorid fosforečný vzniká za týchto podmienok:

Molekuly bieleho fosforu sa vzdávajú elektrónov (oxidujú) a molekuly chlóru ich prijímajú (redukujú):

Pôvodne získané faktory (2 a 20) mali spoločného deliteľa, ktorým sa (podobne ako budúce koeficienty v reakčnej rovnici) delili. Reakčná rovnica:

P4 + 10C12 = 4PCI5.

Príklad 3 Vytvorme rovnicu pre reakciu, ktorá nastane, keď sa sulfid železnatý praží v kyslíku.

Schéma reakcie:

V tomto prípade sa oxidujú atómy železa (II) aj síry (–II). Zloženie sulfidu železnatého obsahuje atómy týchto prvkov v pomere 1:1 (pozri indexy v najjednoduchšom vzorci).
Elektronická váha:

Reakčná rovnica: 4FeS + 7O2 = 2Fe203 + 4SO2.

Príklad 4. Vytvorme rovnicu pre reakciu, ktorá nastane, keď sa disulfid železnatý (pyrit) praží v kyslíku.

Schéma reakcie:

Rovnako ako v predchádzajúcom príklade sú tu oxidované aj atómy železa (II) a atómy síry, ale s oxidačným stavom I. Atómy týchto prvkov sú zahrnuté v zložení pyritu v pomere 1:2 (viď. indexy v najjednoduchšom vzorci). V tomto ohľade reagujú atómy železa a síry, čo sa berie do úvahy pri zostavovaní elektronickej váhy:

Reakčná rovnica: 4FeS2 + 11O2 = 2Fe203 + 8SO2.

Existujú aj zložitejšie prípady ODD, s niektorými sa zoznámite pri robení domácich úloh.

OXIDUJÚCI ATÓM, REDUKČNÝ ATÓM, OXIDUJÚCA LÁTKA, REDUKČNÁ LÁTKA, METÓDA ELEKTRONICKEJ ROVNOVÁHY, ELEKTRONICKÉ ROVNICE.
1. Zostavte elektronické váhy pre každú rovnicu OVR uvedenú v texte § 1 tejto kapitoly.
2. Vytvorte rovnice pre ORR, ktoré ste objavili pri plnení úlohy k § 1 tejto kapitoly. Tentoraz na nastavenie kurzov použite metódu elektronického vyvažovania. 3.Pomocou metódy elektrónovej rovnováhy vytvorte reakčné rovnice zodpovedajúce nasledujúcim schémam: a) Na + I 2 NaI;
b) Na+02Na202;
c) Na202 + Na Na20;
d) Al + Br2AlBr3;
e) Fe + O 2 Fe 3 O 4 ( t);
e) Fe304 + H2FeO + H20 ( 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);
1) Mn207 + NH3Mn02 + N2 + H20;
m) Mn02 + H2Mn + H20 ( t);
n) MnS + 02 Mn02 + S02 ( 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).

Prečo dochádza k chemickým reakciám?
Aby sme odpovedali na túto otázku, spomeňme si, prečo sa jednotlivé atómy spájajú do molekúl, prečo z izolovaných iónov vzniká iónový kryštál a prečo platí zásada najmenšej energie, keď sa tvorí elektrónový obal atómu. Odpoveď na všetky tieto otázky je rovnaká: pretože je to energeticky prospešné. To znamená, že pri takýchto procesoch sa uvoľňuje energia. Zdá sa, že chemické reakcie by mali prebiehať z rovnakého dôvodu. V skutočnosti je možné uskutočniť mnoho reakcií, počas ktorých sa uvoľňuje energia. Energia sa uvoľňuje, zvyčajne vo forme tepla.

Ak počas exotermickej reakcie teplo nemá čas na odstránenie, potom sa reakčný systém zahreje.
Napríklad pri reakcii spaľovania metánu

CH4 (g) + 202 (g) = C02 (g) + 2H20 (g)

sa uvoľňuje toľko tepla, že sa metán používa ako palivo.
Skutočnosť, že táto reakcia uvoľňuje teplo, sa môže prejaviť v reakčnej rovnici:

CH4 (g) + 202 (g) = C02 (g) + 2H20 (g) + Q.

Toto je tzv termochemická rovnica. Tu je symbol „+ Q“ znamená, že pri spaľovaní metánu sa uvoľňuje teplo. Toto teplo sa nazýva tepelný efekt reakcie.
Odkiaľ pochádza uvoľnené teplo?
Viete, že počas chemických reakcií dochádza k rozpadu a vzniku chemických väzieb. V tomto prípade sú prerušené väzby medzi atómami uhlíka a vodíka v molekulách CH 4, ako aj medzi atómami kyslíka v molekulách O 2 . V tomto prípade vznikajú nové väzby: medzi atómami uhlíka a kyslíka v molekulách CO 2 a medzi atómami kyslíka a vodíka v molekulách H 2 O. Na prerušenie väzieb je potrebné vynaložiť energiu (pozri „energia väzby“, „energia atomizácie“ ), a pri vytváraní väzieb sa uvoľňuje energia. Je zrejmé, že ak sú „nové“ väzby silnejšie ako tie „staré“, viac energie sa uvoľní, ako absorbuje. Rozdiel medzi uvoľnenou a absorbovanou energiou je tepelný účinok reakcie.
Tepelný efekt (množstvo tepla) sa meria v kilojouloch, napríklad:

2H2 (g) + 02 (g) = 2H20 (g) + 484 kJ.

Tento zápis znamená, že sa uvoľní 484 kilojoulov tepla, ak dva móly vodíka zreagujú s jedným mólom kyslíka za vzniku dvoch mólov plynnej vody (vodnej pary).

teda v termochemických rovniciach sa koeficienty numericky rovnajú látkovým množstvám reaktantov a reakčných produktov.

Čo určuje tepelný účinok každej konkrétnej reakcie?
Tepelný účinok reakcie závisí
a) o agregatívnom stave východiskových látok a reakčných produktov,
b) na teplote a
c) o tom, či k chemickej premene dochádza pri konštantnom objeme alebo pri konštantnom tlaku.
Závislosť tepelného účinku reakcie od stavu agregácie látok je spôsobená skutočnosťou, že procesy prechodu z jedného stavu agregácie do druhého (ako niektoré iné fyzikálne procesy) sú sprevádzané uvoľňovaním alebo absorpciou tepla. Dá sa to vyjadriť aj termochemickou rovnicou. Príklad – termochemická rovnica pre kondenzáciu vodnej pary:

H20 (g) = H20 (1)+ Q.

V termochemických rovniciach, a ak je to potrebné, v bežných chemických rovniciach, sú agregačné stavy látok označené pomocou písmenových indexov:
d) – plyn,
g) – kvapalina,
(t) alebo (cr) – tuhá alebo kryštalická látka.
Závislosť tepelného účinku na teplote je spojená s rozdielmi v tepelných kapacitách východiskové látky a reakčné produkty.
Keďže objem systému sa vždy zväčšuje v dôsledku exotermickej reakcie pri konštantnom tlaku, časť energie sa vynakladá na prácu na zväčšenie objemu a uvoľnené teplo bude menšie, ako keby k rovnakej reakcii došlo pri konštantnom objeme. .
Tepelné účinky reakcií sa zvyčajne počítajú pre reakcie prebiehajúce pri konštantnom objeme pri 25 °C a sú označené symbolom Q o.
Ak sa energia uvoľňuje iba vo forme tepla a chemická reakcia prebieha pri konštantnom objeme, potom tepelný účinok reakcie ( Q V) sa rovná zmene vnútornej energie(D U) látky zúčastňujúce sa reakcie, ale s opačným znamienkom:

Q V = – U.

Vnútornou energiou telesa sa rozumie celková energia medzimolekulových interakcií, chemických väzieb, ionizačná energia všetkých elektrónov, väzbová energia nukleónov v jadrách a všetky ostatné známe i neznáme druhy energie „uložené“ týmto telesom. Znak „–“ je spôsobený skutočnosťou, že pri uvoľňovaní tepla sa vnútorná energia znižuje. Teda

U= – Q V .

Ak k reakcii dôjde pri konštantnom tlaku, potom sa objem systému môže zmeniť. Práca na zväčšení objemu tiež vyžaduje časť vnútornej energie. V tomto prípade

U = –(QP+A) = –(QP+PV),

Kde Qp– tepelný účinok reakcie prebiehajúcej pri konštantnom tlaku. Odtiaľ

Q P = – U–PV .

Hodnota rovná U+PV dostal meno zmena entalpie a označené D H.

H=U+PV.

Preto

Q P = – H.

S uvoľňovaním tepla sa teda entalpia systému znižuje. Odtiaľ pochádza starý názov pre túto veličinu: „tepelný obsah“.
Na rozdiel od tepelného efektu, zmena entalpie charakterizuje reakciu bez ohľadu na to, či k nej dochádza pri konštantnom objeme alebo konštantnom tlaku. Termochemické rovnice napísané pomocou zmeny entalpie sa nazývajú termochemické rovnice v termodynamickej forme. V tomto prípade je uvedená hodnota zmeny entalpie za štandardných podmienok (25 °C, 101,3 kPa) označovaná H o. Napríklad:
2H2 (g) + 02 (g) = 2H20 (g) H o= – 484 kJ;
CaO (cr) + H20 (l) = Ca(OH)2 (cr) H o= – 65 kJ.

Závislosť množstva tepla uvoľneného pri reakcii ( Q) z tepelného účinku reakcie ( Q o) a množstvo látky ( n B) jeden z účastníkov reakcie (látka B - východisková látka alebo produkt reakcie) je vyjadrený rovnicou:

Tu B je množstvo látky B určené koeficientom pred vzorcom látky B v termochemickej rovnici.

Úloha

Určte množstvo vodíkovej látky spálenej v kyslíku, ak by sa uvoľnilo 1694 kJ tepla.

Riešenie

Sodík je najbežnejší v prírode a široko používaný alkalický kov, ktorý zaujíma 11. miesto v periodickej tabuľke (nachádza sa v 1. skupine, hlavnej podskupine, 3. periódy). Pri interakcii so vzdušným kyslíkom tvorí peroxid Na2O2. Môžete povedať, že je to sodík? Samozrejme nie, keďže táto látka nepatrí do triedy oxidov, ale jej štruktúrny vzorec napísané v tomto tvare: Na—O—O—Na. Vyššie oxidy sú tie, v ktorých chemický prvok spojený s kyslíkom má najvyšší oxidačný stav. Sodík má iba jeden oxidačný stav, +1. Preto pre tento chemický prvok neexistuje pojem „vyšší oxid“.

Molekulový vzorec oxidu sodného je Na2O. Molárna hmotnosť je 61,9789 g/mol. Hustota oxidu sodného je 2,27 g/cm³. Autor: vzhľad Ide o bielu tuhú nehorľavú látku, ktorá sa topí pri teplote plus 1132 °C, vrie pri teplote plus 1950 °C a rozkladá sa. Pri rozpustení vo vode s ňou oxid prudko reaguje, čím vzniká hydroxid sodný, ktorý by sa mal správne nazývať hydroxid. Dá sa to opísať reakčnou rovnicou: Na2O + H2O → 2NaOH. Hlavným nebezpečenstvom tejto chemickej zlúčeniny (Na2O) je, že prudko reaguje s vodou, čo vedie k tvorbe agresívnej, leptavej zásady.

Oxid sodný možno získať zahriatím kovu na teplotu nie vyššiu ako 180 °C v prostredí s nízkym obsahom kyslíka: 4Na + O2 → 2Na2O. V tomto prípade nie je možné získať čistý oxid, pretože reakčné produkty budú obsahovať až 20 % peroxidu a iba 80 % cieľovej látky. Existujú aj iné spôsoby, ako získať Na2O. Napríklad pri zahrievaní zmesi peroxidu s prebytkom kovu: Na2O2 + 2Na → 2Na2O. Okrem toho sa oxid získava reakciou sodíka kovu s jeho hydroxidom: 2Na + NaOH → 2Na2O + H2, ako aj interakciou soli s alkalickým kovom: 6Na + 2NaNO2 → 4Na2O + N2. Všetky tieto reakcie sa vyskytujú pri nadbytku sodíka. Okrem toho pri zahrievaní uhličitanu alkalického kovu na 851 °C možno získať oxid tohto kovu podľa reakčnej rovnice: Na2CO3 → Na2O + CO2.

Oxid sodný má výrazné zásadité vlastnosti. Okrem toho, že prudko reaguje s vodou, aktívne interaguje aj s kyselinami a kyslými oxidmi. V dôsledku reakcie s kyselinou chlorovodíkovou vzniká soľ a voda: Na2O + 2HCl → 2NaCl + H2O. A pri interakcii s bezfarebnými kryštálmi oxidu kremičitého vzniká kremičitan alkalického kovu: Na2O + SiO2 → Na2SiO3.

Oxid sodný, podobne ako oxid iného alkalického kovu - draslíka, má malý praktický význam. Táto látka sa zvyčajne používa ako činidlo, je dôležitý komponent priemyselné (sodnovápenaté) a tekuté sklo, nie je však súčasťou optických skiel. Priemyselné sklo zvyčajne obsahuje asi 15 % oxidu sodného, ​​70 % oxidu kremičitého (oxid kremičitý) a 9 % vápna (oxid sodný slúži ako tavidlo na zníženie teploty, pri ktorej sa oxid kremičitý topí. Sodné sklo má nižšiu teplotu topenia ako potašové sklo – vápno alebo draselné olovo. Je najbežnejšie, používa sa na výrobu okenného skla a sklenených nádob (fliaš a pohárov) na nápoje, potraviny a niektoré ďalšie tovary. Sklo sa často vyrába z tvrdeného sodno-vápenato-silikátového skla.

Získava sa tavením surovín - uhličitan sodný, vápno, dolomit, oxid kremičitý (oxid kremičitý), oxid hlinitý (oxid hlinitý), ako aj malé množstvo činidiel (napríklad síran sodný, chlorid sodný) - v sklárskej peci. pri teplotách do 1675 °C. Zelené a hnedé fľaše sa vyrábajú zo surovín obsahujúcich menej oxidu horečnatého a oxidu sodného v obalovom skle ako v skle používanom na výrobu okien.

2. februára 2014 | Jeden komentár | Lolita Okolnová

Iónové reakcie- reakcie medzi iónmi v roztoku

Pozrime sa na základné reakcie anorganickej a niektorých organickej chémie.

Veľmi často vás v rôznych úlohách z chémie žiadajú, aby ste napísali nielen chemické rovnice v molekulárnej forme, ale aj v iónovej forme (úplnej a skrátenej). Ako už bolo uvedené, iónové chemické reakcie prebiehajú v roztokoch. Látky sa vo vode často rozkladajú na ióny.

Kompletná iónová rovnica pre chemickú reakciu: Všetky zlúčeniny sú elektrolyty; prepisujeme ich do iónovej formy, berúc do úvahy koeficienty:

2NaOH + H 2 SO 4 = Na 2 SO 4 + 2H 2 O - rovnica molekulovej reakcie

2Na + +2OH - +2H + + SO -2 = 2Na + + SO 4 -2 + 2H 2 O - rovnica dokončenia iónovej reakcie

Skrátená iónová rovnica pre chemickú reakciu: redukujeme rovnaké zložky:

2Na + +2OH - +2H + + SO-2 = 2Na + + SO4-2 + 2H20

Na základe výsledkov tejto redukcie identických iónov je jasné, ktoré ióny tvorili to, čo je nerozpustné alebo málo rozpustné - plynné produkty alebo činidlá, zrazeniny alebo slabo disociujúce látky.

Látky, ktoré sa pri iónových chemických reakciách nerozkladajú na ióny:

1. nerozpustný vo vode zlúčeniny (alebo zle rozpustné) (pozri );

Ca(N03)2 + 2NaOH = Ca(OH)2↓ + 2NaN03

Сa 2+ + 2NO 3 — + 2Na + +2OH — = Ca(OH)2 + 2Na + +2NO 3 — — úplná rovnica iónovej reakcie

Ca 2+ + 2OH - = Ca(OH)2 - skrátená rovnica iónovej reakcie

2. plynné látky, napríklad O 2, Cl 2, NO atď.:

Na2S + 2HCl = 2NaCl + H2S

2Na + + S -2 + 2H + +2Cl - = 2Na + + 2Cl - + H2S - rovnica dokončenia iónovej reakcie

S -2 + 2H + = H2S - skrátená rovnica iónovej reakcie

3. nízkodisociujúce látky (H2O, NH4OH);

neutralizačná reakcia

OH - + H + = H 2 O - skrátená rovnica iónovej reakcie

4. (všetky: tvorené kovmi aj nekovmi);

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

2Ag + + 2NO 3 - + 2Na + + 2OH - = Ag2O + 2NO 3 - + 2Na + + H2O - rovnica dokončenia iónovej reakcie

2Ag + + 2OH - = Ag2O + H2O - skrátená rovnica iónovej reakcie

5. organickej hmoty(organické kyseliny sú klasifikované ako látky s nízkou disociáciou)

CH3COOH + NaOH = CH3COONa + H20

CH 3 COOH + Na + + OH - = CH 3 COO - + Na + + H2O - úplná rovnica iónovej reakcie

CH 3 COOH + OH - = CH 3 COO - + H2O - skrátená rovnica iónovej reakcie

Často ide o iónové chemické reakcie výmenné reakcie.

Ak sú všetky látky zúčastňujúce sa reakcie vo forme iónov, potom k ich väzbe za vzniku novej látky nedochádza, takže reakcia je v tomto prípade prakticky nemožná.

Charakteristickým znakom chemických reakcií iónovej výmeny z redoxných reakcií je to, že sa vyskytujú bez zmeny oxidačných stavov častíc zapojených do reakcie.

• v Jednotnej štátnej skúške je to otázka - Reakcie iónovej výmeny
• v GIA (OGE) je to - Reakcie výmeny iónov