Что такое электролитическая диссоциация

Теория электролитической диссоциации

Темы кодификатора ЕГЭ: Электролитическая диссоциация электролитов вводных растворах. Сильные и слабые электролиты.

Электролиты – это вещества, растворы и расплавы которых проводят электрический ток.

Электрический ток – это упорядоченное движение заряженных частиц под действием электрического поля. Таким образом, в растворах или расплавах электролитов есть заряженные частицы. В растворах электролитов, как правило, электрическая проводимость обусловлена наличием ионов.

Ионы – это заряженные частицы (атомы или группы атомов). Разделяют положительно заряженные ионы (катионы) и отрицательно заряженные ионы (анионы).

Электролитическая диссоциация — это процесс распада электролита на ионы при его растворении или плавлении.

Разделяют вещества — электролиты и неэлектролиты.

К неэлектролитам относятся вещества с прочной ковалентной неполярной связью (простые вещества), все оксиды (которые химически не взаимодействуют с водой), большинство органических веществ (кроме полярных соединений — карбоновых кислот, их солей, фенолов) — альдегиды, кетоны, углеводороды, углеводы.

В чем же суть процесса электролитической диссоциации?

Поместим в пробирку несколько кристаллов хлорида натрия и добавим воду. Через некоторое время кристаллы растворятся. Что произошло?Хлорид натрия – вещество с ионной кристаллической решеткой. Кристалл NaCl состоит из ионов Na+ и Cl—. В воде этот кристалл распадается на структурные единицы-ионы.

При этом распадаются ионные химические связи и некоторые водородные связи между молекулами воды. Попавшие в воду ионы  Na+ и Cl— вступают во взаимодействие с молекулами воды.

В случае хлорид-ионов можно говорить про электростатическое притяжение дипольных (полярных) молекул воды к аниону хлора, а в случае катионов натрия оно приближается по своей природе к донорно-акцепторному (когда электронная пара атома кислорода помещается на вакантные орбитали иона натрия).

Окруженные молекулами воды ионы покрываются гидратной оболочкой. Диссоциация хлорида натрия описывается уравнением:

NaCl = Na+ + Cl–

При растворении в воде соединений с ковалентной полярной связью, молекулы воды, окружив полярную молекулу, сначала растягивают связь в ней, увеличивая её полярность, затем разрывают её на ионы, которые гидратируются и равномерно распределяются в растворе. Например, соляная ксилота диссоциирует на ионы так: HCl = H+ + Cl—.

• При расплавлении, когда происходит нагревание кристалла, ионы начинают совершать интенсивные колебания в узлах кристаллической решётки, в результате чего она разрушается, образуется расплав, который состоит из ионов.
• Процесс электролитической диссоциации характеризуется величиной степени диссоциации молекул вещества:

Степень диссоциации — это отношение числа продиссоциировавших (распавшихся) молекул к общему числу молекул электролита. Т.е., какая доля молекул исходного вещества распадается в растворе или расплаве на ионы.

1. α=Nпродисс/Nисх, где:
2. Nпродисс — это число продиссоциировавших молекул,
3. Nисх — это исходное число молекул.
4. По степени диссоциации электролиты делят на делят на сильные  и слабые.
5. Сильные электролиты (α≈1):

1. Все растворимые соли (в том числе соли органических кислот — ацетат калия CH3COOK, формиат натрия HCOONa и др.)

2. Сильные кислоты: HCl, HI, HBr, HNO3, H2SO4 (по первой ступени), HClO4  и др.;

3. Щелочи: NaOH, KOH, LiOH, RbOH, CsOH; Ca(OH)2, Sr(OH)2, Ba(OH)2.

Сильные электролиты распадаются на ионы практически полностью в водных растворах, но только в ненасыщенных. В насыщенных растворах даже сильные электролиты могут распадаться только частично. Т.е.

степень диссоциации сильных электролитов α приблизительно равна 1 только для ненасыщенных растворов веществ.

В насыщенных или концентрированны растворах степень диссоциации сильных электролитов может быть меньше или равна 1: α≤1.

Слабые электролиты (α

Константа электролитической диссоциации

Наиболее распространенной характеристикой электролитов (особенно пациентов) является константа расщепления Kd.

В слабых электролитах ионизация неполная, поэтому существует баланс между невосстановленными молекулами и ионами. Процессы расщепления и связывания (образования молекул) происходят одновременно. К_e (a) по сравнению со степенью деградации дает более объективную характеристику ионизирующей способности электролита.

По мере увеличения Ke_e количество ионов увеличивается, и электролит становится сильнее. Для слабого электролита при заданной температуре константа разложения постоянна, тогда как для сильного электролита она изменяется в зависимости от концентрации раствора.

К_e и α связаны следующим уравнением: К_e = (α2-c)/(1-α), где c — молекулярная концентрация раствора.

Уравнение диссоциации

Уравнение распада электролита используется для регистрации процессов, происходящих в растворе.

Как указывает стрелка →, пробой сильных электролитов практически необратим.

Пробой слабых электролитов является обратимым процессом и осуществляется не полностью или не полностью, на что указывают стрелки βέ.

В.В.Еремин.При изучении книги «Химия.Книга «9 класс» под редакцией Еремина, «§13. ионообменные реакции и их условия» или решении ионных уравнений очень полезно знать, как составляется уравнение распада.

Противостояние титанов

Теория электролитического распада Аррениуса вызвала интенсивные дебаты среди ученых.

Химический мир разделился на два лагеря. Сторонники «естественной» теории Аррениуса считали, что ионный распад происходит независимо от внешней среды и что растворы представляют собой механические взвеси ионов и молекул воды.

Однако эта теория не могла учесть влияние тепла во время растворения. Например, при разбавлении серной кислоты водой колбу нагревают; при растворении нитрата аммония или аммиачной селитры в воде сосуд покрывают льдом.

Сторонники «химической» или гидратной теории, созданной Менделеевым, считали, что растворитель и сольвент взаимодействуют в растворе.

В этой битве многое было сломлено. Были выявлены самые худшие человеческие качества. Таким образом, несмотря на использование Аррениусом своего официального положения (он был назначен директором Нобелевского института физической химии в Стокгольме в 1905 году) и три номинации на Нобелевскую премию в 1905, 1906 и 1907 годах, Мендель так и не взял ее.

Но истина, как всегда, была посередине. В ходе дальнейших экспериментов ученые обнаружили, что растворитель и растворяемое вещество взаимодействуют, обеспечивая энергию, необходимую для разрушения решетки электролита. В ходе великой дискуссии умов родилась новая протолитическая или протонная теория кислот и оснований.

СТЕПЕНЬ ДИССОЦИАЦИИ

Для количественной оценки выхода электролита было введено понятие степени деградации электролита.

Степень электролитической диссоциации (α) – отношение количества вещества электролита, распавшегося на ионы (n_{Размеры.}(n), количество вещества электролита, полученного в растворе (n_Всего.):

Степень деградации также выражается в процентах, то есть 0%.

Степень электролиза зависит от природы электролита, его концентрации в растворе и температуры. Степень электролиза увеличивается с увеличением разбавления и температуры.

Сравнивая степень электролиза при одинаковых условиях, можно оценить силу различных электролитов.

Сильные и слабые электролиты

Сильные электролиты — это электролиты, кото­рые при растворении в воде практически полностью диссоциируют на ионы. У таких электролитов зна­чение степени диссоциации стремится к единице.

К сильным электролитам относятся:

1) все растворимые соли;

2) сильные кислоты, например: H₂SO₄, HCl, HNO₃;

3) все щелочи, например: NaOH, KOH.

Слабые электролиты — это такие электроли­ты, которые при растворении в воде почти не дис­социируют на ионы. У таких электролитов значе­ние степени диссоциации стремится к нулю.

К слабым электролитам относятся:

1) слабые кислоты — H₂S, H₂CO₃, HNO₂;

2) водный раствор аммиака NH₃ • H₂O;

3) вода;

4) некоторые соли.

Электролиты и неэлектролиты. Механизм растворения веществ в воде. Электролитическая диссоциация

Водные растворы, например сахар, глюкоза, спирт, кислород, азот не пропускают ток. Исходя из этих свойств, все вещества делятся на электролитные и неэлектролитные (схема 28). Почему соли и щелочи в водных растворах проходят через электрический ток, в то время как другие вещества не проходят через него? Чтобы ответить на этот вопрос, необходимо вспомнить, что свойства вещества определяются его структурой(I, с. 130).

Например, структура кристаллов хлорида натрия (I, с. 129) отличается от структуры молекул кислорода, водорода и аналогичных веществ. Для того чтобы правильно понять механизм, посредством которого ионно-связанные вещества растворяются в воде, необходимо также учитывать, что в молекулах воды существует ковалентная полярная связь между атомами водорода и кислорода, направленная под углом 104,5°.Поэтому молекулы воды являются polar.

As в результате при растворении, например, хлорида натрия, молекулы воды притягиваются Это отрицательный полюс к положительному Иону натрия и положительный полюс к отрицательному хлориду ion. As в результате ослабляются связи между ионами и разрушается кристаллическая решетка (рис. 84).Этому процессу также способствует большая диэлектрическая проницаемость воды, которая составляет 20 при 81°С. 

По этой причине связи между ионами в воде ослабляются в 81 раз по сравнению с вакуумом. При растворении электролита вибрация ускоряется Рисунок 83. Устройство для контроля ППН элект-пвнжрнир чягтип Проводимость раствора. Движение частиц Это приводит к ослаблению связи между them. As в результате кристаллическая решетка также разрушается.

Поэтому при растворении солей, щелочей и кислот в воде, а также при растворении солей и щелочей эти вещества va распадается на Ион 1 Схема 28 Вещество Неэлектролиты Неэлектролиты Электролит-это вещество, в котором водный раствор проводит электрический ток. К таким веществам относятся соли, щелочи и acids. In в этих веществах доминируют ионные связи.

К таким веществам относятся кислород, азот, водород, метан и др. Эти вещества характеризуются ковалентными связями Процесс, посредством которого электролиты распадаются на ионы при растворении или растворении в воде, называется электролитической диссоциацией. «» Теория электролитической диссоциации была продемонстрирована в 1887 году шведским ученым свантеарениусом.

В чем его главный смысл? 1 греческое слово » Ион «означает » идти».»Это название было дано из-за того, что ионы имеют непрерывное движение хаоса. Рис.84.Механизм растворения хлорида натрия в воде. 1.Электролиты разлагаются на ионы при растворении в воде или в расплавленном состоянии.

Ионы-это атомы или группы атомов с положительным (катион) или отрицательным (анион) зарядом. КС1- * К + + СГ Без калия хлорид-Иона Na2S04 2Na + + Итак?」 Сульфат-ион натрия 2.Ионы отличаются от атомов как по структуре, так и по свойствам. + УНА°Ис2 | 2s22p6 / 3 С1 Электронная формула атомов натрия + нна°2yo8ë, Структура атома натрия Атом натрия легко высвобождает внешние электроны Zy. Они очень химически активны.

В нормальных условиях он окисляется на воздухе. Реагирует с водой и т. д. 3.In раствор и электролит расплавляются, ионы перемещаются хаотично(рис. 85).При приложении постоянного тока к этому раствору или расплаву положительно заряженные ионы (катионы) перемещаются к катоду, а отрицательно заряженные ионы(анионы) — к аноду (рис.86).

Вопрос 1-4 (стр. 17). > nNa + ls2 | 2s22p6 Электронная формула Иона натрия + нна +2ё, 8ё Структурная схема Иона натрия Ионы натрия не выделяют электронов, поэтому они не могут окисляться и не вступают в реакцию с водой Рисунок 85.Хаотическое движение ионов в растворах и расплавах. Рис.86.Движение ионов при приложении постоянного тока к электролиту.

Расчеты, связанные с определением массовых долей растворенных веществ	Тепловые явления при растворении. Гидратация ионов
Расчеты по термохимическим уравнениям	Диссоциация кислот, щелочей и солей

Если вам потребуется заказать решение по химии вы всегда можете написать мне в whatsapp.

11.379. Электролитическая диссоциация и реакции ионного обмена

Под электролитической диссоциацией понимается распад молекул электролита в растворе с образованием положительно и отрицательно заряженных ионов – катионов и анионов.

И все вещества по способности проводить электрический ток можно разделить на 2 группы: электролиты и неэлектролиты.

В зависимости от значения степени диссоциации, электролиты можно разделить на сильные, средние и слабые:

Сила электролита	Класс соединений	Примеры
Сильные (степень диссоциации от 30% до 100%)	1. Растворимые соли 2. Щелочи 3. Сильные кислоты	NaCl, KCl, CuSO4, Сa(OH)2, HCl, HBr, HI, H2SO4, HNO3, HClO4, HclO3, H2CrO4, HMnO4, CH3COONa
Средней силы (Степень диссоциации от 2% до 30 %	Некоторые кислоты	H3PO4, H2SO3, HNO2
Слабые (степень диссоциации меньше 2%)	1. Нерастворимые соли 2. Нерастворимые основания 3. Слабые кислоты 4. Органические кислоты	H2SiO3, HCN, CH3COOH,

Степень диссоциации – $a = \displaystyle \frac{n}{N}$, где n-число распавшихся (диссоциированных) молекул, N-общее число молекул.

При написании уравнений диссоциации помните, что суммарный заряд катионов и анионов должен быть равен нулю.

В случае сильных электролитов распад на ионы протекают необратимо (только в одну сторону), ионы обратно не соединяются в кристаллическую решетку, этому препятствуют молекулы воды, окружающие эти ионы (гидратные оболочки).

Диссоциация слабых электролитов ― обратимый процесс. Это значит, что в растворе присутствуют как ионы, так и недиссоциированные молекулы.

Все электролиты можно разделить на 3 группы: кислоты, основания и соли.

Кислоты ― это электролиты, которые при диссоциации поставляют в водный раствор катионы водорода и никаких других положительных ионов не образуют.

Многоосновные кислоты диссоциируют ступенчато.

H₃PO₄ ⇄ H+ + H₂PO-4, α = 23,5%

H₂PO-4 ⇄ H+ + HPO2-4, α = 3 ∙ 10-4 %

HPO2-4 ⇄ H+ + PO3-4, α = 2 ∙ 10-9 %

Основания ― это электролиты, которые при диссоциации поставляют в водный раствор гидроксид-ионы и никаких других отрицательных ионов не образуют. Диссоциация нерастворимых оснований не происходит, нет ионов в растворе.

К сильным основаниям относят все щелочи, т. е. все растворимые основания, кроме гидроксида аммония.

KOH = K+ + OH-, Ca(OH)₂ = Ca2+ + 2OH-.

Средние соли ― это электролиты, которые при диссоциации поставляют в водный раствор любые катионы, кроме Н+, и любые анионы, кроме ОН-.

Все растворимые соли ― сильные электролиты.

Cu(NO₃)₂ = Cu2+ + 2NO-₃;

Al₂(SO₄)3 + 2Al3+ + 3SO2-4;

Na(CH₃COO) = Na+ + CH₃COO-.

Реакции между электролитами ― это реакции между ионами, которые образовались при их диссоциации, поэтому их записывают и в молекулярном, и в ионном виде. Протекают всегда в сторону наиболее полного связывания ионов.

Молекулярное	Полное ионное	Краткое ионное
H2SO4+ 2KOH=K2SO4+2H2O	2H+ + SO42- + 2K+ + 2OH- = 2K+ + SO42- + 2H2O	H+ + OH- = H2O
K2CO3+ 2HNO3=2KNO3+ CO2+H2O	2K++ CO2-3 + 2H+ +2NO3— = 2K+ + 2NO3— + CO2 + H2O
$Al_2(SO_4)_3 + 3BaCl_2 = 3BaSO_4 \downarrow + 2AlCl_3$	2Al3+ + 3SO42- + 3Ba2+ + 6Cl- = 3BaSO4 + 2Al3+ + 6Cl-	SO42- + Ba2+ = BaSO4 ↓

Ионные реакции протекают практически необратимо, если образуются:

1. малорастворимые вещества (они выпадают в осадок),
2. легколетучие вещества (они выделяются в виде газов)
3. слабые электролиты (в том числе и вода).

В ионных уравнениях:

• электролиты записывают в ионном виде;
• неэлектролиты и слабые электролиты ― в молекулярном виде;
• в ионном уравнении сумма зарядов ионов в левой части и правой части равны.

Прочитано
Отметь, если полностью прочитал текст

Механизм электролитической диссоциации

Обратите внимание, что молекулы воды являются диполями. На одном конце они несут атомы водорода с частичным положительным зарядом, а на другом конце — атомы кислорода с частичным отрицательным зарядом

Так, атомы кислорода притягиваются к катионам натрия, а атомы водорода — к анионам хлора. Это электростатическое притяжение ослабляет ионную связь между натрием и хлором и в конечном итоге разрушает ее. Вещество распадается на ионы.

После расщепления хлорида натрия образовавшиеся ионы Na+ и Cl- окружают молекулы воды и образуют водную оболочку. Ионы с такой оболочкой называются гидратированными ионами.

Если вместо воды используется другой растворитель — например, этанол, — молекулы образуют оболочку растворителя. В этом случае ионы называются растворенными ионами.

Процесс электролитического разложения показан на рисунке:

Хотя электролитическое разложение происходит независимо от действия электрического тока, между этими явлениями существует взаимосвязь. Чем больше способность вещества расщепляться на ионы при взаимодействии с растворителем, тем лучше оно притягивает электрический ток. По этому критерию известный физик-химик М. Фарадей различал электролиты и неэлектролиты.

Электролиты — это вещества, которые после расщепления на ионы в растворах и расплавах пропускают через себя электрический ток. Их молекулы обычно имеют ионные или полярные ковалентные связи.

Диссоциация кислот и оснований — закон действия масс

Сильной кислотой называется кислота, которая в водном растворе показывает далеко продвинутую диссоциацию, а слабой кислотой — та, которая диссоциирует незначительно. При сравнении силы различных кислот необходимо также учитывать несколько факторов, например, склонность молекул кислоты к отдаванию протонов или тоже концентрацию рассматриваемого вещества. Однако существует химическая величина, которая не зависит от концентрации, но прекрасно характеризует индивидуальные свойства молекул —- константа диссоциации. Вывод уравнения для этой величины следует начать с составления уравнения диссоциации кислоты. Для однопротонного примера HX это будет выглядеть следующим образом:

Если раствор разбавлен и кислота слабая, то может быть применим закон действия масс, выраженный уравнением:

Возможны два способа усечения показанной зависимости. Первый шаг — принять концентрацию воды за константу. Символ co также можно опустить, так как он выражает стандартную концентрацию со значением 1 моль/дм3

Однако важно включить его в исходную формулу и учесть при определении единицы измерения. Это связано с тем, что химические константы являются безразмерными величинами

В отличие от этого, все концентрации, используемые в формуле, имеют единицу моль/дм3. В конечном итоге, таким образом, мы получаем формулу для константы диссоциации:

Отношения, выражающие константу диссоциации кислоты (K_a), являются экспериментально определенными величинами в пределах от 10-10 до 108. Обычно формулу используют в логарифмической форме, как отрицательный логарифм константы диссоциации, обозначаемый как pK_a:

pK_a = -logK_a

Важным фактом является то, что если низкие значения K_a соответствуют слабым кислотам, а высокие — сильным, то для pK_a все меняется противоположным образом. Малые, обычно отрицательные значения pK_a, соответствуют сильным кислотам. Напротив, положительные, большие значения pK_a — слабым кислотам.  Введя еще одно понятие — степень диссоциации (α), которая обозначает отношение числа молей молекул данного химического соединения, подвергающихся диссоциации (распадающихся на ионы), к общему числу молей этого соединения, присутствующих в рассматриваемом растворе, уравнение можно развить дальше. Пренебрегая очень низкой концентрацией ионов водорода, образующихся при диссоциации воды, и используя равновесные концентрации ионов и молекул, можно предположить, что:

Тогда константу диссоциации можно записать как:

В таком виде это зависимость степени диссоциации электролита от его концентрации, т.е. закон разбавления Оствальда. При рассмотрении очень слабых электролитов степень диссоциации α можно принять равной <<1, и формула упрощается до вида:

В случае кислот, содержащих в своей структуре более одного протона, имеет место многоступенчатая диссоциация, и необходимо рассмотреть все ее стадии. Например, для получения ортофосфорной кислоты существует три стадии:

1. H₃PO₄ + H₂O = H₂PO₄— + H₃O+
2. H₂PO₄— + H₂O = HPO₄2- + H₃O+
3. HPO₄2- + H₂O = PO₄3- + H₃O+

Каждая стадия имеет свою константу равновесия, которую можно расписать аналогично первой стадии:

Константы диссоциации являются стабилизироваными значениями, как для анаэробных, так и для аэробных кислот.

Кислота	Ka	pKa
HF	6,3·10-4	3,2
HCl	1·107	-7
HNO3	27,54	-1,44
H3PO4	6,9·10-3	2,16

Таблица 1. Примеры значений константы диссоциации для кислот.

Процесс установления равновесия оснований при диссоциации аналогичен. Если взять пример основания B, то уравнение можно записать в виде:

Затем, желая вывести константу диссоциации основания, используя закон действия масс и предполагая, что концентрация воды в разбавленном растворе практически постоянна, получаем:

Чем сильнее основание, тем выше константа диссоциации и ниже значение pK_b, а чем слабее основание, тем ниже константа диссоциации и выше значение pK_b.

Основание	Kb	pKb
Гидразин	3·10-6	5,5
Аммиак	1,78·10-5	4,75
Метиламин	5,0·10-4	3,3

Таблица 2. Примеры значений констант диссоциации для оснований.

Электролиты и неэлектролиты

Не все вещества распадаются на ионы под воздействием воды. Поэтому выделяют две группы веществ:

• электролиты – молекулы распадаются на ионы;
• неэлектролиты – молекулы не распадаются на ионы.

К электролитам относятся сложные неорганические вещества:

• кислоты;
• основания;
• расплавы и растворы солей;
• твёрдые соли;
• некоторые твёрдые оксиды;
• гидроксиды.

Неэлектролиты – большинство органических веществ. К ним относятся:

• альдегиды;
• кетоны;
• углеводороды;
• углеводы.

Сущностью электролитической диссоциации является распад ковалентных полярных или ионных связей. Молекулы воды оттягивают полярные молекулы, увеличивая полярность, и разрывают их на ионы. В расплавах при высокой температуре ионы в кристаллической решётке начинают совершать колебания, которые приводят к разрушению кристалла. Ковалентные неполярные связи, присутствующие в простых веществах, достаточно прочны и не разрываются молекулами воды или при нагревании.

Рис. 2. Молекулы воды образуют ионы натрия и хлора.

Ионно-молекулярные уравнения реакций

Из вышеизложенного следует, что в растворах большинства неорганических веществ, наряду с молекулами, находится значительное число ионов. В таком случае уравнения реакций, которые показывают состав молекул реагирующих веществ, весьма условны. Более точно отражают состав реагирующих частиц ионно-молекулярные уравнения.

Для того чтобы составить ионно-молекулярное уравнение реакции, нужно записать в виде ИОНОВ химические формулы:

• сильных и одновременно
• растворимых электролитов.

Состав всех остальных веществ изображается в виде молекул.

На практике, при составлении таких уравнений рекомендуется следовать следующему алгоритму:

1. Определить силу реагирующих электролитов:

2. Для сильных электролитов определить растворимость (по таблице растворимости):

3. Формулы сильных и одновременно растворимых электролитов записать в виде ионов, остальные формулы НЕ ИЗМЕНЯТЬ!

4. Одинаковые ионы «вычеркиваем», так как они не участвуют в реакции (не изменили ни состава, ни заряда), получаем краткое ионно-молекулярное уравнение:

Краткое ионно-молекулярное уравнение показывает:

• что реакция возможна;
• что в результате реакции образуется осадок (СuS);
• какие ионы или молекулы должны участвовать в аналогичном процессе.

Для того, чтобы переписать краткое ионно-молекулярное уравнение в молекулярном виде, необходимо вместо:

• ионов H+ написать формулу сильной кислоты;
• ионов ОH— написать формулу щёлочи;
• остальных ионов написать формулу растворимой соли.

Например, для того чтобы осуществить процесс:

вместо нитрата меди можно взять любую растворимую соль меди (II), так как она при электролитической диссоциации посылает в раствор ион меди, а анион соли в реакции не участвует:

Задание 6.7. Составьте молекулярные и ионно-молекулярные уравнения реакции для этих процессов и убедитесь, что краткие ионно-молекулярные уравнения реакций у них одинаковые.

Задание 6.8. Записать в молекулярном и молекулярно-ионном виде уравнения, соответствующие предложенным кратким молекулярно-ионным уравнениям:

При составлении ионно-молекулярных уравнений может получиться так, что все частицы будут вычеркнуты, так как не изменят ни состава, ни заряда. В этом случае говорят, что реакция в растворе не идёт. В принципе, можно заранее предсказать возможность такого процесса: реакция ионного обмена в растворе возможна, если происходит связывание ионов, т. е. образуется осадок, газ, слабый электролит или ион нового состава.

Задание 6.9. Составьте ионно-молекулярные уравнения реакций:

1. фосфат натрия + хлорид кальция →
2. карбонат бария + азотная кислота →
3. гидроксид железа III + серная кислота →
4. сульфат аммония + гидроксид калия →
5. нитрат алюминия + хлорид натрия →

Сделайте заключение: возможны ли эти процессы. Укажите признаки возможных процессов (осадок, газ, слабый электролит).

Вывод: любая реакция ионного обмена протекает в сторону связывания ионов, поэтому в результате такой реакции образуется слабый электролит или осадок, или газ.