Wiadomości dotyczące reakcji i równań jonowych strona 1 z 6

Zakres problemów związanych z reakcjami jonowymi.

1. Zjawisko dysocjacji jonowej

•

co to jest dysocjacja i na czym polega – rozpad substancji na jony pod wpływem wody

•

jakie substancje ulegają temu procesowi – kwasy, wodorotlenki i sole – te z nich, które są
rozpuszczalne w wodzie.

Wielkość ładunku danego jonu jest równa wartościowości tego

elementu: wodoru, grupy wodorotlenkowej, metalu czy reszty kwasowej.

•

równania dysocjacji jonowej

•

nazwy jonów, w tym zwłaszcza anionów reszt kwasowych. (patrz tabelka z kwasami).
Szczególny jon – jon amonowy NH

4

+

(amon).

2.

Reakcje jonowe –

reakcje, w których co najmniej jeden z reagentów jest jonem

. Jako

reakcje jonowe możemy rozpatrywać poniższe przemiany chemiczne:

•

reakcja metalu z kwasem – podstawą do stwierdzenia biegu reakcji jest szereg napięciowy
metali;

•

reakcja zobojętniania – kwas + wodorotlenek;

•

reakcja strąceniowa typu sól + sól – podstawą do stwierdzenia biegu reakcji jest tablica
rozpuszczalności;

•

reakcja straceniowa typu sól + zasada - podstawą do stwierdzenia biegu reakcji jest tablica
rozpuszczalności;

•

reakcja wypierania metalu z jego soli - podstawą do stwierdzenia biegu reakcji jest szereg
aktywności metali.

Tablica rozpuszczalności i szereg aktywności metali są podstawowym narzędziem (obok układu
okresowego), z którego każdy może korzystać i nie trzeba się tego uczyć na pamięć !!!

3.

pojęcie kwasu i zasady w ujęciu jonowym

. Jakie jony odpowiadają za to, czym jest dany

roztwór (kwasem, zasadą czy roztworem obojętnym) i co można powiedzieć o ich wzajemnym
stosunku w roztworze. Szczególnym przypadkiem jest tu zasada amonowa – a nie ma
wodorotlenku amonu !!!

4.

pojecie pH roztworu

– jak interpretować wartości pH różnych roztworów (odczyn kwasowo-

zasadowy).

Szereg aktywności metali –

aktywność maleje z lewa na prawo!

Li, K, Ba, Sr, Ca, Na, Mg,

Al, Mn(II), Zn, Cr(III), Fe(II, Co(II), Ni(II), Sn(II), Pb(II)

,

H

,

Bi(III), Cu(II), Ag(I), Hg(II), Au(III)

W nawiasach podano typową wartościowość danego metalu, jaką przejawia on w swoich związkach.

Metale znajdujące się na lewo od wodoru (zaznaczone na czerwono i zielono) reagują z kwasami z
wydzieleniem wodoru – są od niego aktywniejsze, więc wypierają go z kwasu. Metale będące na prawo
za wodorem (zaznaczone na niebiesko) są od niego mniej aktywne, „słabsze”, więc nie mogą go wyprzeć
z kwasu – w efekcie metale te nie reagują z kwasami wg znanego wam schematu: metal + kwas = sól +
wodór. Mogą one natomiast reagować z kwasami wg innego mechanizmu, ale o takich reakcja w
gimnazjum nie mówimy.

Katolickie Gimnazjum w Zabrzu – pracownia chemiczna Jan Wójcikiewicz

Wiadomości dotyczące reakcji i równań jonowych strona 2 z 6

Jedynym metalem z przedstawionych w szeregu nie reagującym w ogóle z kwasem to złoto. Reaguje

ono dopiero z mieszaniną kwasów - azotowego(V) i solnego, zwaną wodą królewską.

Warto tutaj nadmienić, że metale najbardziej aktywne, znajdujące się w szeregu aktywności metali na

jego początku mogą wypierać wodór już z wody. Tak aktywne metale to metale z grupy 1 i 2 układu
okresowego (zaznaczone na czerwono).

Ten sam szereg aktywności metali informuje nas o tym, kiedy może zajść reakcja typu: sól + metal.

Reakcja taka zachodzi według identycznej zależności – aktywniejszy metal może wyprzeć mniej aktywny
z jego soli. Tak więc np. z roztworu CuSO

4

można wyprzeć miedź przy pomocy np. Zn. Odwrotna

sytuacja jest niemożliwa – Cu nie wyprze Zn z ZnSO

4

.

CuSO

4

+ Zn = Cu + ZnSO

4

Cu + ZnSO

4

=

reakcja nie biegnie!

Zapis równań reakcji jonowych

Pisząc równania reakcji jonowych pisze się je z reguły 3-krotnie: cząsteczkowo, jonowo w sposób pełny

i jonowo w sposób uproszczony. Pisząc równania jonowe należy zadbać o to, aby zgadzało się ono
stechiometrycznie jak i pod kątem ładunków elektrycznych – łączny ładunek substratów i produktów
musi być taki sam. Jest to konsekwencja bardzo ważnego prawa fizycznego – zasady zachowania ładunku
elektrycznego.

Poniżej podano teraz po jednym przykładzie dla każdej z wymienionych wcześniej reakcji jonowych.

Reakcje dysocjacji elektrolitycznej (jonowej).

Kwasy dysocjują na kationy wodorowe i aniony reszty kwasowej. Wszystkiem kwasy są rozpuszczalne

w wodzie

H

3

PO

4

= 3H

+

+ PO

4

3-

Wodorotlenki dysocjują na kationy metalu i aniony wodorotlenkowe. Rozpuszczalne są tylko

wodorotlenki metali grupy 1 i 2, ale dla celów ćwiczeniowych można i rozpisywać i inne wodorotlenki.

Ca(OH)

2

= Ca

2+

+ 2OH

-

Sole dysocjują na kationy metalu i aniony reszty kwasowej.

Na

2

SO

3

= 2Na

+

+ SO

3

2-

Reakcja metalu z kwasem, np.

Zn + H

2

SO

4

= ZnSO

4

+ H

2

↑

zapis cząsteczkowy

Teraz rozpisujemy na jony to, co w wodzie się rozpuszcza i ulega dysocjacji z uwzględnieniem

współczynników stechiometrycznych równania:

Zn + 2H

+

+

SO

4

2-

= Zn

2+

+ SO

4

2-

+ H

2

↑

zapis jonowy pełny

Katolickie Gimnazjum w Zabrzu – pracownia chemiczna Jan Wójcikiewicz

Wiadomości dotyczące reakcji i równań jonowych strona 3 z 6

Teraz skracamy te drobiny, które się powtarzają po obu stronach równania – są one dla danego procesu

nieistotne. Takimi drobinami w tym przykładzie są aniony siarczanowe(VI)

SO

4

2-

Zn + 2H

+

= Zn

2+

+ H

2

↑

zapis jonowy uproszczony

Dopiero zapis jonowy uproszczony oddaje istotę danej reakcji. Jak widać z powyższego zapisu, tak

naprawdę reaguje atom cynku z kationami wodorowymi. Atom cynku, będący bardziej aktywny od
wodoru (co wynika z szeregu aktywności) oddaje swoje elektrony walencyjne na korzyść kationów
wodorowych. Tym samym atom cynku przekształca się w kation cynku i przechodzi do roztworu,
a kationy wodorowe przechodzą w atomy wodoru, łączą się w dwuatomowe cząsteczki i wodór jako gaz
opuszcza środowisko reakcji. czyli „ucieka”, o czym graficznie świadczy strzałka w górę zapisana przy
wzorze cząsteczki wodoru.

Reakcja zobojętniania, czyli reakcja kwasu z wodorotlenkiem, np.

2HNO

3

+ Ba(OH)

2

= Ba(NO

3

)

2

+ 2 H

2

O

zapis cząsteczkowy

2H

+

+ 2NO

3

-

+ Ba

2+

+ 2OH

-

= Ba

2+

+ 2NO

3

-

+ 2H

2

O

zapis jonowy pełny

2H

+

+ 2OH

-

= 2H

2

O

zapis jonowy uproszczony

Jak poprzednio, zapis jonowy uproszczony oddaję istotę danej reakcji chemicznej. Reakcja

zobojętniania polega na reakcji kationów wodorowych z anionami wodorotlenkowymi, w efekcie czego
powstają niezdysocjowane cząsteczki wody. Reakcja ta biegnie zawsze tak samo niezależnie od tego, jaki
kwas i jaki wodorotlenek reagują ze sobą. Kationy metalu i aniony reszty kwasowej są tutaj nieistotne
i pozostają w roztworze.

Reakcja strąceniowa typu sól + sól.

Reakcja strąceniowa typu sól + sól zachodzi wtedy, gdy obie sole będące substratami są rozpuszczalne

w wodzie i jedna z solo będących produktami reakcji jest nierozpuszczalna w wodzie, więc wytrąca się
z roztworu jako osad.

Niech przykładem takiej reakcji będzie reakcja pomiędzy azotanem(V) srebra AgNO

3

oraz chlorkiem

sodu NaCl.

AgNO

3

+ NaCl = AgCl↓ + NaNO

3

zapis cząsteczkowy

Ag

+

+ NO

3

-

+ Na

+

+ Cl

-

= AgCl↓ + Na

+

+ NO

3

-

zapis jonowy pełny

Ag

+

+ Cl

-

= AgCl↓

zapis jonowy uproszczony

Tutaj również zapis jonowy uproszczony pokazuje istotę tej przemiany. Jeżeli w danym roztworze

spotkają się kationy srebra i aniony chlorkowe to będą ze sobą reagowały i powstanie nierozpuszczalna
w wodzie sól chlorek srebra, która wytrąci się w postaci odpowiedniego osadu.

Jeżeli w roztworze znajdą się jony, które ze sobą nie reagują, czyli nie dają razem substancji

nierozpuszczalnej w wodzie (czyli nie powstaje osad), to uznaje się, że reakcja nie zachodzi.

Katolickie Gimnazjum w Zabrzu – pracownia chemiczna Jan Wójcikiewicz

Wiadomości dotyczące reakcji i równań jonowych strona 4 z 6

Reakcja strąceniowa typu sól + zasada.

Reakcja strąceniowa typu sól + zasada jest reakcją analogiczną do poprzedniej, tylko dotyczy strącania

się osadów nierozpuszczalnych w wodzie wodorotlenków metali spoza grupy 1 i 2 (tzw. metali ciężkich).
Zachodzi pomiędzy solą danego metalu spoza grupy 1 i 2 rozpuszczalną w wodzie i mocną zasadą, czyli
wodorotlenkiem metalu z grupy 1, z reguły wodorotlenkiem sodu lub potasu. W konsekwencji powstaje
sól sodu lub potasu i nierozpuszczalny w wodzie wodorotlenek metalu ciężkiego.

Pb(NO

3

)

2

+ 2KOH = Pb(OH)

2

↓ + 2KNO

3

zapis cząsteczkowy

Pb

2+

+ 2NO

3

-

+ 2K

+

+ 2OH

-

= Pb(OH)

2

↓ + 2K

+

+ 2NO

3

-

zapis jonowy pełny

Pb

2+

+ 2OH

-

= Pb(OH)

2

↓

zapis jonowy uproszczony

Zapis jonowy uproszczony informuje o tym, że jeżeli w danym roztworze spotkają się kationy metalu

ciężkiego i aniony wodorotlenkowe, to będą one ze sobą reagowały i powstanie nierozpuszczalny
w wodzie wodorotlenek tego metalu, który wytrąci się w postaci osadu.

Reakcja wypierania metalu z jego soli.

Podobnie jak metal może wypierać wodór z jego związków (wody lub kwasu), tak metal aktywniejszy

może wypierać metal mniej aktywny z roztworu jego soli, co zostało już przedstawione przy omawianiu
szeregu aktywności metali.

CuSO

4

+ Zn = Cu + ZnSO

4

zapis cząsteczkowy

Cu

2+

+ SO

4

2-

+ Zn = Cu + Zn

2+

+ SO

4

2-

zapis jonowy pełny

Cu

2+

+ Zn = Cu + Zn

2+

zapis jonowy uproszczony

Jak widać z powyższego zapisu, tak naprawdę reaguje atom cynku z kationami miedzi(II). Atom cynku,

będący bardziej aktywny od miedzi (co wynika z szeregu aktywności) oddaje swoje elektrony walencyjne
na korzyść kationów miedzi(II). Tym samym atom cynku przekształca się w kation cynku i przechodzi do
roztworu, a kationy miedzi(II) przechodzą w atomy miedzi, co wizualnie widać, że szara blaszka cynku
pokrywa się czerwono-rudym nalotem metalicznej miedzi.

Pojęcie kwasu i zasady w ujęciu jonowym.

W kategoriach grupy substancji mówimy o kwasach i wodorotlenkach. W szerszym ujęciu mówimy

o roztworach wodnych o charakterze kwasu lub zasady.

W czystej wodzie zachodzi, choć w bardzo niewielkim stopniu reakcja autodysocjacji wody wg zapisu:

H

2

O = H

+

+ OH

-

Z zapisu tego wynika, że w czystej wodzie znajdują się w proporcji 1:1 zarówno kationy wodorowe, jak

i aniony wodorotlenkowe. O każdym roztworze wodnym, w którym ilość obu jonów jest identyczna
mówimy, że jest obojętny (ma odczyn obojętny).

Są substancje, które dodane do wody powodują wzrost ilości kationów wodorowych H

+

. Roztwory

wodne, w których ilość kationów wodorowych jest większa niż ilość anionów wodorotlenkowych

Katolickie Gimnazjum w Zabrzu – pracownia chemiczna Jan Wójcikiewicz

Wiadomości dotyczące reakcji i równań jonowych strona 5 z 6

nazywamy roztworami kwasowymi (o odczynie kwasowym). Takimi substancjami są kwasy, które w
wodzie dysocjują na kationy wodorowe i aniony reszty kwasowej.

Są również substancje, które dodane do wody powodują wzrost ilości anionów wodorotlenkowych OH

-

.

Roztwory wodne, w których ilość anionów wodorotlenkowych jest większa niż ilość kationów
wodorowych nazywamy roztworami zasadowymi (o odczynie zasadowym). Takimi substancjami są
rozpuszczalne w wodzie wodorotlenki, które w niej dysocjują na kationy metalu i aniony
wodorotlenkowe.

Jest jednak jedna substancja, która NIE JEST wodorotlenkiem, nie ulega zjawisku dysocjacji jonowej w

wodzie, ale roztwór wodny tej substancji ma odczyn zasadowy. Substancją tą jest amoniak NH3,
substancja gazowa i charakterystycznym zapachu, świetnie rozpuszczająca się w wodzie. Niewielka część
cząsteczek amoniaku reaguje z wodą dając OD RAZU jony poniższego równania. Dlatego roztwór
amoniaku w wodzie – tzw. woda amoniakalna – ma charakter zasadowy, może reagować z kwasami dając
sole amonowe, jedyne sole, w których zamiast kationu metalu jest kation amonowy NH

4

+

NH

3

+ H

2

O = NH

4

+

+ OH

-

NH

3

+ HCl = NH

4

Cl

chlorek amonu

Sole amonowe.

Sole amonowe są bardzo podobne do soli sodu i potasu, bo kation amonowy jest bardo podobny

w swoich własnościach do kationu sodu i potasu. Tak jak wszystkie sole sodu im potasu są bezbarwne
i świetnie rozpuszczalne w wodzie, tak i sole amonowe są bezbarwne i świetnie rozpuszczalne w wodzie.
Jest jednak jedna cecha pozwalająca szybko odróżnić sole amonowe od soli sodu i potasu - są one
nietrwałe w środowisku zasadowym i wydziela się wtedy amoniak, gaz, który można wykryć po
charakterystycznym zapachu lub przy pomocy wilgotnego papierka uniwersalnego. Barwi się on wtedy
na charakterystyczny dla środowiska zasadowego kolor zielono-niebieski.

NH

4

Cl + NaOH = NH

3

↑ + NaCl + H

2

O

NH

4

+

+ Cl

-

+ Na

+

+ OH

-

= NH

3

↑ + H

2

O + Na

+

+ Cl

-

NH

4

+

+ OH

-

= NH

3

↑ + H

2

O

pH roztworu i skala pH

W celu dokładnego oznaczenia kwasowości i zasadowości roztworów przyjęto posługiwać się tzw.

skalą pH. Jest to skala liczbowa o wartościach zmieniających się od 0 do 14 (w skrajnie stężonych
kwasach wartość pH < 0, w w skrajne stężonych zasadach pH>14).

Nie wdając się w szczegóły matematyczne można w pewnym przybliżeniu powiedzieć, że łączna ilość

obu jonów H

+

i OH

-

jest w każdym roztworze wodnym i w czystej wodzie taka sama i ściśle określona.

Jeżeli zwiększa się ilość jednych jonów, to zmniejsza się automatycznie ilość drugich jonów. Jeżeli
znamy ilość (stężenie) jednych jonów, to i znamy zarazem ilość (stężenie) drugich jonów.

Skala pH powstała przez pewien zabieg matematyczny na wartościach stężenia kationów wodorowych

H

+

w roztworze (dlatego pH !) i dlatego skala ta opisuje zarówno odczyn kwasowy jak i zasadowy.

Z tej matematyki wynika również, że:

a) w czystej wodzie stężenie jonów H

+

i OH

-

jest takie samo i pH czystej wody wynosi 7. Taką

sytuację nazywamy odczynem obojętnym. Każdy roztwór, w którym istnieje równowaga pomiędzy
tymi jonami ma pH = 7 i jest roztworem obojętnym;

Katolickie Gimnazjum w Zabrzu – pracownia chemiczna Jan Wójcikiewicz

Wiadomości dotyczące reakcji i równań jonowych strona 6 z 6

b) w roztworach kwasów ilość jonów H

+

jest większa od ilości jonów OH

-

i pH jest wtedy mniejsze od

7, czyli: 0 < pH < 7. Mówimy , że roztwór ma odczyn kwasowy. Warto tutaj dodać, że są i inne
substancje, które powodują spadek pH poniżej 7, nie tylko kwasy.

c) w roztworach zasad, czyli rozpuszczalnych wodorotlenków ilość jonów H

+

jest mniejsza od ilości

jonów OH

-

i pH jest wtedy większe od 7, czyli: 7 < pH < 14. Mówimy, że roztwór ma odczyn

zasadowy. Warto tutaj również nadmienić, że są i inne substancje, które powodują podwyższanie
pH powyżej 7, nie tylko zasady. Takim znanym już przykładem jest amoniak. Ale nie tylko!

Ogólnie rzecz biorąc, im wyższe jest pH, to tym mniej jest kwasowy roztwór lub tym bardziej

zasadowy. Możemy porównywać ze sobą różne roztwory wodne na podstawie wartości ich pH.

Katolickie Gimnazjum w Zabrzu – pracownia chemiczna Jan Wójcikiewicz