Typy wiązań chemicznych

Opracowana przez G.N Lewisa teoria tworzenia wiązan chemicznych nosi nazwę elektronowej teorii wiązania chemicznego,. Teoria ta wyjaśnia mechanizm tworzenia wiązań chemicznych sklasyfikowanych jako jonowe, kowalencyjne i koordynacyjne.
Ale okazało się, że poza prostymi przypadkami struktury Lewisa nie w pełni wyjaśniają rozmieszczenie atomów w przestrzeni oraz w wielu przypadkach kłócą się z założeniami teorii kwantowej. Przykładem jest rozmieszczenie wiążącej pary elektronowej, która zgodnie z rysowanymi wzorami Lewisa zlokalizowana jest między związanymi atomami. A wiemy z poprzedniego rozdziału, że elektron z uwagi na swoje falowe właściwości nie ma ściśle określonego miejsca, dlatego nie możemy dokładnie lokalizować elektronu w tym miejscu. Rozwiązanie tego problemu stało się dopiero możliwe, jak do wyjaśnienia mechanizmu tworzenia wiązań chemicznych wykorzystano założenia mechaniki kwantowej. Nowa teoria wyjaśniająca mechanizm tworzenia wiązań chemicznych nosi nazwę kwantowej teorii wiązań chemicznych.
Obie teorie prezentowane będą poniżej z ta uwagą, że w kwantowej teorii tworzenia wiązań chemicznych ograniczymy się tylko do wyjaśnienia niektórych mechanizmów i zjawisk.
Wyróżnia się kilka typów wiązań chemicznych, a mianowicie:

• wiązanie jonowe czyli elektrowalencyjne

• wiązanie atomowe czyli kowalencyjne

• wiązanie metaliczne

• siły międzycząsteczkowe.

Do wiązania atomowego zalicza się również:

• wiązanie pośrednie czyli atomowe splaryzowane (kowalencyjne spolaryzowane)

• wiązanie donorowo-akceptorowe (koordynacyjne)

Pozostałe wiązania - siły międzycząsteczkowe to:

• wiązanie wodorowe

• wiązanie międzycząsteczkowe czyli wiązanie siłami van der Waalsa

Przykłady kwasów

Kwasy znane już były w starożytności. Jedynym kwasem, który był znany w tym okresie jest kwas octowy znany pod nazwą kwasu winnego - actum. Od tego słowa pochodzi łacińska nazwa tej grupy związków - acidum. Są to związki charakteryzujące się kwaśnym smakiem. W naszym codziennym otoczeniu często spotykamy kwasy. Tymi kwasami są:

• kwas octowy

• kwas cytrynowy

• kwas węglowy

• kwas masłowy

• kwas szczawiowy

• kwas siarkowy (akumulatory)

• kwas mrówkowy (jad mrówek, oparzenia pokrzywy)

• kwas stearynowy

Jak możemy kwasy odróżnić od innych substancji?

Sposoby odróżniania kwasów od innych substancji (wskazniki)

W celu stwierdzenia, czy mamy do czynienia z kwasem czy inną substancją wykorzystuje się różnego rodzaju wskazniki. Są to substancje, które w obecności kwasu zmienią swoje zabarwienie. Najprostszym wskaznikiem, który możemy zrobić w warunkach domowych jest wywar z czerwonej kapusty.

Fioletowe zabarwienie wywaru z czerwonej kapusty zmienia się na różowe w obecności kwasu

Innymi wskaznikami stosowanymi do wykrywania kwasów są - tabela niżej.

Zabarwienie wskazników

Nazwa wskaznika	BARWA WSKAZNIKA
		w wodzie	w roztworze kwasu
Oraż metylowy	pomarańczowa	różowa
Lakmus	fioletowa	różowa
Błękit tymolowy	żółta	różowa
Papierek uniwersalny	żółta	różowa
Wywar z czerwonej kapusty	fioletowa	różowa

Wskazniki to substancje umożliwiające wizualne zaobserwowanie odczynu roztworu

Podział kwasów

Przedstawicielami kwasów są następujące substancje chemiczne - tabela niżej

Kwasy

Nazwa kwasu	Wzór chemiczny
kwas chlorowodorowy	HCl
kwas bromowodorowy	HBr
kwas jodowodorowy	HI
kwas fluorowodorowy	HF
kwas siarkowodorowy	H2S
kwas siarkowy(IV)	H2SO3
kwas siarkowy(VI)	H2SO4
kwas węglowy	H2CO3
kwas fosforowy(V)	H3PO4
kwas azotowy(V)	HNO3
kwas azotowy(III)	HNO2

W nazwach kwasów posiadających w cząsteczce atom tlenu w nawiasie cyframi rzymskimi podana jest wartościowość atomu centralnego

Wszystkie kwasy zebrane w tabeli mają częśc wspólną, występującą we wszystkich kwasach. Tą częścią wspólną dla wszystkich kwasów jest atom wodoru, który w zależności od rodzaju kwasu występuje w różnych ilościach (patrz indeksy dolne przy atomach wodoru). Prosta analiza wzorów kwasów pokazuje, że można im przypisac wzór ogólny.

H_nR

gdzie: R - oznacza reszte kwasową a n- ilośc atomów wodoru, równa wartościowści reszty kwasowej

Przykłady

Kwasy

Nazwa kwasu	Ilość atomów wodoru	Wzór reszty kwasowej R	Wartościowość reszty kwasowej R
kwas chlorowodorowy HCl	H -1	Cl	I
kwas siarkowodorowy H2S	H - 2	S	II
kwas azotowy(V) HNO3	H - 1	NO3	I
kwas siarkowy(VI) H2SO4	H - 2	SO4	II
kwas fosforowy(V) H3PO4	H - 3	PO4	III

Ze względu na skład reszty kwasowej, kwasy dzielimy na: kwasy beztlenowe , których reszta kwasowa nie zawiera atomów tlenu kwasy tlenowe , których reszta kwasowa zawiera atom(y) tlenu (patrz tabela)

Właściwości kwasów

Kwasy to z reguły substancje aktywne chemicznie. Wiele kwasów reaguje z metalami i tlenkami metali a najbardziej charakterystyczną reakcją dla kwasów jest reakcja z wodorotlenkami. Wspólnym dla wszystkich kwasów jest zjawisko przewodzenia prądu elektrycznego. Jeżeli roztwory kwasów przewodzą prąd elektryczny, to dowodzi że w roztworze muszą znajdować się nośniki prądu elektrycznego.

Co jest nośnikiem prądu elektrycznego w roztworze kwasów?

Otóz okazuje się, że nośnikami prądu elektrycznego w roztworach kwasów są; kationy wodorowe (H^+) i aniony reszt kwasowych (Cl^-, CO3^2-, SO4^2-, PO4^3-,.....) . Jony które pojawiły się w roztworze są wynikiem oddziaływania cząsteczek wody z cząsteczkami kwasu a efektem jest rozpad na jony. Proces w wyniku którego nastąpił rozpad substancji na jony nosi nazwę dysocjacji.

Przykład - kwas chlorowodorowy (kwas solny)
Cząsteczka kwasu chlorowodorowego jest dipolem, podobnie jak cząsteczka wody. W wyniku wzajemnego odziaływania dipoli kwasu chlorowodorowego i wody, dochodzi do zwiększenia odległości między jądrami atomów tworzących cząsteczkę chlorowodoru. Następstwem tego jest rozerwanie wiązania i powstanie swobodnych jonów.

HCl ---> H⁺ + Cl^-

Według podobnego mechanizmu dysocjują pozostałe kwasy.

Kwasy są to substancje, które dysocjują w roztworze wodnym na jednododatnie jony wodoru i ujemne jony reszt kwasowych HxR ---> xH^+ + R^x-

Przykłady dysocjacji kwasów

HCl ---> H^+ + Cl^- H2S <==> 2H^+ + S^2- H2SO4 ---> 2H^+ + SO4^2- H2SO3 ---> 2H^+ + SO3^2- H3PO4 ---> 3H^+ + PO4^3- HNO3 ---> H^+ + NO3^- H2CO3 <==> 2H^+ + CO3^2-

Nie wszystkie kwasy w roztworach rozpadają się na jony całkowicie. Przykładem kwasu, który nie rozpada sie na jony całkowicie jest kwas siarkowodorowy (H₂S) i kwas węglowy (H₂CO₃)
Przedstawione wyżej równania dysocjacji kwasów zawierające w cząsteczce więcej jak jeden atom wodoru stanowią tylko uproszczoną interpretację tego procesu. W rzeczywistości kwasy takie dysocjują stopniowo.

H2SO4 ---> H^+ + HSO4^- HSO4^- ---> H^+ + SO4^2- H2SO4 ---> 2H^+ + SO4^2-

Jeżeli kwas w roztworze wodnym całkowicie dysocjuje, to w zapisie równania dysocjacji występuje jedna strzałka (--->). Umieszczenie dwóch strzałek (<==>) wskazuje, że substancja ulega częściowej dysocjacji.

Reakcje z metalami

Zn + 2HCl --> ZnCl2 + H2 Zn + H2SO4 --> ZnSO4 + H2 2Al + 6HNO3 --> 2Al(NO3)3 + 3H2 6Na + 2H3PO4 --> 2Na3PO4 + 3H2 __________________________ Najczęściej w reakcji kwasów z metalami mamy do czynienia z procesem wypierania wodoru przez metal. Produktami reakcji są sól i gazowy wodór. Sól to substancja zawierająca w cząsteczce metal i resztę kwasową - MnRm gdzie: M - metal, R - reszta kwasowa, n - ilość atomów metali, m - ilość reszt kwasowych __________________________ Są kwasy (silne utleniacze), które w reakcji z metalem dają inne produkty jak wymienione wyżej. Takim kwasem jest kwas azotowy(V). 3Cu + 8HNO3 --> 3Cu(NO3)2 + 2NO2 + 2H2O

Reakcje z tlenkami

K2O + 2HCl ---> 2KCl + H2O CaO + H2SO4 --> CaSO4 + H2O Al2O3 + H3PO4 --> AlPO4 + H2O __________________________ Produktem reakcji kwasów z tlenkami są sól i woda. Więcej o tlenkach i reakcjach tlenków w temacie tlenki

Reakcje z wodorotlenkami

NaOH + HBr --> NaBr + H2O KOH + H2SO4 ---> K2SO4 + H2O Ca(OH)2 + HNO3 ---> Ca(NO3)2 + H2O __________________________ Produktem reakcji kwasów z tlenkami są sól i woda. Reakcja kwasów z wodorotlenkami nosi nazwę reakcji zobojętniania. Więcej o wodorotlenkach i reakcjach wodorotlenków w temacie wodorotlenki

Definicja wodorotlenku

Wodorotlenkami nazywamy wszystkie związki nieorganiczne, których cząsteczki zawierają kationy metali i aniony wodorotlenowe (OH^-) Wzór ogólny - M(OH)n gdzie: n - ilośc grup wodorotlenowych, równa wartościowości metalu

Wodorotlenki podobnie jak kwasy spotykamy w naszym otoczeniu. Tymi wodorotlenkami są:

• wodorotlenek sodu, znany pod handlową nazwą soda kaustyczna lub kret

• wodorotlenek wapnia, znany jako wapno gaszone

Wodorotlenek sodu i wapnia są substancjami żrącymi. Podczas pracy z tymi substancjami należy zachować szczególną ostrożność




Sposoby odróżniania wodorotlenków od innych substancji

Jak możemy wodorotlenki odróżnić od innych substancji?

Podobnie jak przy kwasach do wykrywania wodorotlenków wykorzystamy te same wskaźniki. Różnica będzie w zabarwieniu.

Fioletowe zabarwienie wywaru z czerwonej kapusty zmienia się na niebieskozielone w obecności wodorotlenku

Innymi wskaźnikami stosowanymi do wykrywania wodorotlenków są - tabela niżej.

Zabarwienie wskaźników

Nazwa wskaznika	BARWA WSKAZNIKA
		w wodzie	w roztworze wodorotlenku
Oraż metylowy	pomarańczowa	pomarańczowa
Lakmus	fioletowa	niebieska
Błękit tymolowy	żółta	niebieska
Papierek uniwersalny	żółta	zielona
Wywar z czerwonej kapusty	fioletowa	niebieskozielona




Budowa cząsteczek wodorotlenków

Jaką budowe mają cząsteczki wodorotlenków?

Przedstawicielami wodorotlenków są następujące substancje chemiczne - tabela niżej

Wodorotlenki

Nazwa kwasu	Wzór chemiczny
wodorotlenek sodu	NaOH
wodorotlenek potasu	KOH
wodorotlenek wapnia	Ca(OH)2
wodorotlenek magnezu	Mg(OH)2
wodorotlenek glinu	Al(OH)3
wodorotlenek żelaza(III)	Fe(OH)3
wodorotlenek miedzi(II)	Cu(OH)2

W nazwach wodorotlenków w nawiasie cyframi rzymskimi podana jest wartościowość metalu. Obowiązek pisania w nawiasie wartościowości metalu dotyczy tych metali, które występują w związkach w kilku wartościowościach Przykład: wodorotlenek żelaza(II) - Fe(OH)2, wodorotlenek żelaza(III) - Fe(OH)3

Wszystkie wodorotlenki zebrane w tabeli mają częśc wspólną, występującą we wszystkich wzorach. Tą częścią wspólną dla wszystkich kwasów jest grupa wodorotlenowa, która w zależności od rodzaju metalu i jego wartościowości występuje w różnych ilościach (patrz indeksy dolne przy grupach wodorotlenowych). Prosta analiza wzorów kwasów pokazuje, że można im przypisac wzór ogólny.

Wzór ogólny - M(OH)_n

gdzie: n - ilośc grup wodorotlenowych, równa wartościowości metalu

Przykłady

Wodorotlenki

Nazwa wodorotlenku	Metal	Ilość grup wodorotlenowych	Wartościowość metalu
wodorotlenek potasu KOH	K	OH - 1	I
wodorotlenek żelaza(II) Fe(OH)2	Fe	OH - 2	II
wodorotlenek glinu Al(OH)3	Al	OH - 3	III

Ze względu na rozpuszczalność w wodzie, wodorotlenki dzielimy na: rozpuszczalne w wodzie i noszą one nazwę zasad nierozpuszczalne - nazwy zasada nie możemy stosować w stosunku do trudnorozpuszczalnych wodorotlenków, np. Al(OH)3




Metody otrzymywania wodorotlenków

Najważniejsze metody otrzymywania wodorotlenków to;

• reakcja aktywnych metali z wodą

• reakcja odpowiedniego tlenku metalu z wodą

Wodorotleniki nierozpuszczalne w wodzie można w reakcji wytrącania osadu

FeCl₃ + 3 NaOH ---> Fe(OH)₃ + 3NaCl

Reakcja aktywnych metali z wodą

Tymi aktywnymi metalami są metale I grupy układu okresowego i część metali II grupy układu okresowego. Pierwiastki te w zetknięciu z wodą reagują z wydzieleniem wodoru.

2Na + 2H2O ---> 2NaOH + H2 2K + 2H2O ---> 2KOH + H2 Ca + 2H2O ---> Ca(OH)2 + H2

Reakcja odpowiedniego tlenku

K2O + H2O ---> 2KOH CaO + H2O ---> Ca(OH)2




Właściwości wodorotlenków

Wodorotlenki to z reguły substancje aktywne chemicznie. Najbardziej charakterystyczną reakcją dla wodorotlenków jest reakcja z kwasami. Podobnie jak kwasy, roztwory wodne przewodzą prąd elektryczny. Jeżeli roztwory wodorotlenków przewodzą prąd elektryczny, to dowodzi że w roztworze muszą znajdować się nośniki prądu elektrycznego.

Co jest nośnikiem prądu elektrycznego w roztworze kwasów

Podobnie jak kwasy, wodorotlenki które rozpuszczają się w wodzie rozpadają sie na jony, tj. kation metalu i grupę wodorotlenową. Rozpad następuje wskutek wzajemnego oddziaływania cząsteczek wody i cząsteczek wodorotlenku NaOH ---> Na^+ + OH^- Ca(OH)2 ---> Ca^2+ + 2 OH^- _____________________ M(OH)n ---> M^n+ + nOH^-

Wniosek - nośnikiem prądu w roztworze wodorotlenków jest kation metalu i anion grupy wodorotlenowej.

Mając na uwadze powyższe stwierdzenia możemy dla zasad podać nową definicję. Wodorotlenki, które ulegają dysocjacji pod wpływem wody, nazywamy zasadami.

Definicja soli

Największą grupę związków nieorganicznych tworzą sole. Z tą grupą związków chemicznych zapoznaliśmy się opisując reakcje chemiczne kwasów i zasad.
Nazwa sole pochodzi od łacińskiego słowa sal i oznacza wszystkie substancje, których właściwości są podobne do znanej od najdawniejszych czasów soli kamiennej.

Substancje zawierającą w cząsteczce kationy metalu i aniony kwasu przyjęto nazywać solą Wzór ogólny MnRm gdzie: M - metal, R - reszta kwasowa, n i m odpowiednie indeksy Przykłady: NaCl, Na2SO4, K3PO4, Fe(NO3)3, CuSO4

Jakimi właściwościami charakteryzują się sole?

Wszystkie sole mają budowę jonową a substancje o takiej budowie charakteryzują się;

• budową krystaliczną

• przeważnie dobrze rozpuszczają się w wodzie

• wodne roztwory soli przewodzą prąd elektryczny

• mają wysoką temperaturę topnienia




Metody otrzymywania soli

Do najważniejszych metod otrzymywania soli należą;

• reakcje kwasów z zasadami

NaOH + HNO₃ ---> NaNO₃ + H₂O
2KOH + H₂SO₄ ---> K₂SO₄ + 2H₂O

• reakcje metali z kwasami

Zn + H₂SO₄ ---> ZnSO₄ + H₂
2K + 2HNO₃ ---> 2KNO₃ + H₂

• reakcje tlenków niemetali z zasadami

SO₃ + 2NaOH ---> Na₂SO₄ + H₂O
CO₂ + Ca(OH)₂ ---> CaCO₃ + H₂O

• reakcje tlenków metali z tlenkami niemetali

CaO + CO₂ ---> CaCO₃

• reakcje bezpośredniej syntezy

2Na + Cl₂ ---> 2NaCl




Budowa i nazewnictwo soli

Cząsteczki soli przypominają swoją budową cząsteczki kwasu (patrz reakcja zobojętniania).

W reakcji zobojętniania atomy wodoru kwasu siarkowego zastępowane są atomami potasu a produktem reakcji jest sól.
Sól podobnie jak kwas w roztworach wodnych dysocjuje. Produktem dysocjacji jest kation metalu i anion reszty kwasowej.

Sole rozpuszczalne w wodzie dysocjują na kation metalu i anion reszty kwasowej Mg(NO3)2 ---> Mg^2+ + 2NO3^- KCl ---> K^+ + Cl^- Na2SO4 ---> 2Na^+ + SO4^2- Fe2(SO4)3 ---> 2Fe^3+ + 3SO4^2- K2S ---> 2K^+ + S^2- Dowodem, że sole rozpuszczone w wodzie są zdysocjowane na jony jest przewodzenie prądu elektrycznego przez roztwory soli.

Nazewnictwo soli Nazwy soli tworzy się z:

• nazwy anionu

• nazwy kationu

• wartościowości kationu metalu, podanej cyframi rzymskimi, umieszczonej w nawiasie

Sole kwasu solnego (chlorowodorowego) nazywamy chlorkami KCl - chlorek potasu FeCl2 - chlorek żelaza(II) Sole kwasu siarkowodorowego nazywamy siarczkami Na2S - siarczek sodu Fe2S3 - siarczek żelaza(III) Sole kwasu siarkowego(IV) nazywamy siarczanami(IV) Na2SO3 - siarczan(IV) sodu FeSO3 - siarczan(IV) żelaza(II) Sole kwasu siarkowego(VI) nazywamy siarczanami(VI) CaSO4 - siarczan(VI) wapnia FeSO4 - siarczan(VI) żelaza(II) Sole kwasu węglowego nazywamy węglanami MgCO3 - węglan magnezu K2CO3 - węglan potasu Sole kwasu azotowego(V) nazywamy azotanami(V) Ca(NO3)2 - azotan(V) wapnia KNO3 - azotan(V) potasu Sole kwasu fosforowego(V) nazywamy fosforanami(V) Ca3PO4 - fosforan(V) wapnia AlPO4 - fosforan(V) glinu Uwaga: Jeżeli kation metalu ma tylko jedną wartościowość, to nie podaje się jego wartościowości.




Właściwości soli

Wszystkie w stanie stałym są ciałami krystalicznymi o budowie jonowej. Wielkością, która charakteryzuje sole jest rozpuszczalność.
Wśród soli:

• wszystkie azotany są rozpuszczalne

• wszystkie octany są rozpuszczalne

• wszystkie chlorki, bromki i jodki są rozpuszczalne z wyjątkiem srebrowych, rtęci Hg(I) i ołowiu Pb(II)

• wszystkie siarczany są rozpuszczalne z wyjątkiem siarczanów baru, strontu i ołowiu

• wszystkie sole sodowe, potasowe są rozpuszczalne

Więcej w tabeli rozpuszczalności

Wytrącanie osadów soli

Reakcje chemiczne w roztworach przebiegają wtedy jeżeli w reakcji powstają produkty trudnorozpuszczalne w wodzie oraz produkty, które nie dysocjują.

Przykładem może być zmieszanie ze sobą roztworu azotanu srebra i chlorku sodowego. Po zmieszaniu roztworów wytrąca sie osad. Wytrącanie się osadu dowodzi że po zmieszaniu roztworów zachodzi reakcja chemiczna.

AgNO₃ + NaCl ---> AgCl(osad) + NaNO₃

Jednym z produktów reakcji jest trudnorozpuszczalny AgCl który wydziela się z roztworu w postaci osadu.

Dlaczego możliwe jest wytrącanie osadów z roztworów?

Z poprzednich rozdziałów wiemy, że takie substancje jak kwasy, zasady i niektóre sole po rozpuszczeniu w wodzie są zdysocjowane. Z tego możemy wnioskować, że każda z wymienionych substancji rozpuszczona w wodzie występuje w postaci jonów. Dlatego wcześniej napisane równanie reakcji chemicznej możemy zapisać inaczej, jako reakcję między jonami.

Ag⁺ + NO₃^- + Na⁺ + Cl^- ---> AgCl(osad) + Na⁺ + NO₃^-

Praktycznie w roztworze rakcja przebiega pomiędzy jonami Ag⁺ i Cl^-, co możemy zapisać równaniem.

Ag⁺ + Cl^- ---> AgCl(osad)

Wytrącanie osadu jest możliwe, ponieważ kation srebra w zetknięciu z anionem chlorkowym łączą się tworząc postać nierozpuszczalną.
Jeżeli jednak zmieszamy rozcieńczone roztwory azotanu sodowego i chlorku potasowego, to pomimo, że dla tych składników można napisać również równanie reakcji wymiany:

NaNO₃ + KCl ---> KNO₃ + NaCl

nie zaobserwujemy w roztworze żadnej zmiany, bowiem składniki występujące zarówno z lewej jak i z prawej strony równania są dobrze rozpuszczalne i zdysocjowane (patrz tabela rozpuszczalności).

Przebieg reakcji możemy przewidywać, korzystając z tabeli rozpuszczalności.
Przykład:

Co stanie się po zmieszaniu roztworów K2SO4 i BaCl2? W tym przypadku przebieg reakcji możemy przewidywać na podstawie znajomości rozpuszczalności substratów i produktów. Możliwa jest tutaj tylko reakcja wymiany, gdzie jednym z produktów będzie siarczan(VI)baru BaSO4. Z tabeli rozpuszczalności możemy odczytać, że BaSO4 praktycznie nie rozpuszcza się w wodzie, czyli przebieg reakcji będzie sprowadzał sie do wytrącenia osadu BaSO4. K2SO4 + BaCl2 ---> BaSO4 + 2 KCl Ponieważ mamy do czynienia z roztworami przebieg reakcji możemy zapisać jonowo Dysocjacja substaratów K2SO4 ---> 2K^+ + SO4^2- BaCl2 ---> Ba^2+ + 2Cl^- Rownanie reakcji 2K^+ + SO4^2- + Ba^2+ + 2Cl^- ---> BaSO4(osad) + 2K^+ + 2Cl^- Ba^2+ + SO4^2- ---> BaSO4(osad)

Więcej przykładów

Ca(NO₃)₂ + K₂CO₃ ---> CaCO₃(osad) + 2KNO₃
Ca²⁺ + 2NO₃^- + 2K⁺ + CO₃^2- ---> CaCO₃(osad) + 2K⁺ + 2NO₃^-
__________________
Zn(NO₃)₂ + K₂S ---> ZnS(osad) + 2KNO₃
Zn²⁺ + 2NO₃^- + 2K⁺ + S^2- ---> ZnS(osad) + 2K⁺ + 2NO₃^-

Podobny mechanizm reakcji strącania osadów obserwujemy w czasie mieszania roztworów kwasów z solami. Przykładem jest reakcja kwasu solnego z azotanem(V) srebra. HCl + AgNO3 ---> AgCl(osad) + HNO3 H^+ + Cl^- + Ag^+ + NO3^- ---> AgCl(osad) + H^+ + NO3^- Przykładem reakcji przebiegającej według mechanizmu jonowego jest reakcja zobojętniania. HCl + NaOH ---> NaCl + H2O H^+ + Cl^- + Na^+ + OH^- ---> Na^+ + Cl^- + H2O _____________________________________ H2SO4 + 2NaOH ---> Na2SO4 + 2H2O 2H^+ + SO4^2- + 2Na^+ + 2OH^- ---> 2Na^+ + SO4^2- + 2H2O

---