В растворах электролитов реакции происходят между гидратированными ионами, поэтому их называют ионными реакциями. В направлении их важное значение имеют природа и прочность химической связи в продуктах реакции. Обычно обмен в растворах электролитов приводит к образованию соединения с более прочной химической связью. Так, при взаимодействии растворов солей хлорида бария ВаСl 2 и сульфата калия K 2 SO 4 в смеси окажутся четыре вида гидратированных ионов Ва 2 +(Н 2 О)n, Сl - (H 2 O)m, K + (H 2 O)p, SO 2 -4 (H 2 O)q, между которыми произойдет реакция по уравнению:
BaCl 2 +K 2 SO 4 =BaSO 4 +2КСl
Сульфат бария выпадет в виде осадка, в кристаллах которого химическая связь между ионами Ва 2+ и SO 2- 4 более прочная, чем связь с гидратирующими их молекулами воды. Связь же ионов К+ и Сl - лишь незначительно превышает сумму энергий их гидратации, поэтому столкновение этих ионов не приведет к образованию осадка.
Следовательно, можно сделать следующий вывод. Реакции обмена происходят при взаимодействии таких ионов, энергия связи между которыми в продукте реакции намного больше, чем сумма энергий их гидратации.
Реакции ионного обмена описываются ионными уравнения-ми. Труднорастворимые, летучие и малодиссоциированные соеди-нения пишут в молекулярной форме. Если при взаимодействии растворов электролитов не образуется ни одного из указанных видов соединения, это означает, что практически реакции не протекают.
Образование труднорастворимых соединений
Например, взаимодействие между карбонатом натрия и хлоридом бария в виде молекулярного уравнения запишется так:
Na 2 CO 3 + ВаСl 2 = BaCO 3 +2NaCl или в виде:
2Na + +СO 2- 3 +Ва 2+ +2Сl - = BaCO 3 + 2Na + +2Сl -
Прореагировали только ионы Ва 2+ и СО -2 , состояние остальных ионов не изменилось, поэтому краткое ионное уравнение примет вид:
CO 2- 3 +Ba 2+ =BaCO 3
Образование летучих веществ
Молекулярное уравнение взаимодействия карбоната кальция и соляной кислоты запишется так:
СаСO 3 +2НСl=СаСl 2 +Н 2 О+CO 2
Один из продуктов реакции - диоксид углерода СО 2 - выделился из сферы реакции в виде газа. Развернутое ионное уравнение имеет вид:
СаСО 3 +2Н + +2Сl - = Са 2+ +2Сl - +Н 2 O+CO 2
Результат реакции описывается следующим кратким ионным уравнением:
СаСO 3 +2Н + =Са 2+ +Н 2 О+CO 2
Образование малодиссоцированного соединения
Примером такой реакции служит любая реакция нейтрализации, в результате чего образуется вода - малодиссоциированное соединение:
NaOH+НСl=NaCl+Н 2 О
Na + +ОН-+Н + +Cl - = Na + +Сl - +Н 2 О
ОН-+Н+= Н 2 O
Из краткого ионного уравнения следует, что процесс выразился во взаимодействии ионов Н+ и ОН-.
Все три вида реакций идут необратимо, до конца.
Если слить растворы, например, хлорида натрия и нитрата кальция, то, как показывает ионное уравнение, никакой реакции не произойдет, так как не образуется ни осадка, ни газа, ни малодиссоциирующего соединения:
По таблице растворимости устанавливаем, что AgNO 3 , КСl, KNO 3 - растворимые соединения, AgCl - нерастворимое вещество.
Составляем ионное уравнение реакции с учетом растворимости соединений:
Краткое ионное уравнение раскрывает сущность происходящего химического превращения. Видно, что фактически приняли участие в реакции лишь ионы Ag+ и Сl - . Остальные ионы остались без изменения.
Пример 2. Составьте молекулярное и ионное уравнение реакции между: а) хлоридом железа (III) и гидроксидом калия; б) сульфатом калия и иодидом цинка.
а) Составляем молекулярное уравнение реакции между FeCl 3 и КОН:
По таблице растворимости устанавливаем, что из полученных соединений нерастворим только гидроксид железа Fe(OH) 3 . Составляем ионное уравнение реакции:
В ионном уравнении показано, что коэффициенты 3, стоящие в молекулярном уравнении, в равной степени относятся к ионам. Это общее правило составления ионных уравнений. Изобразим уравнение реакции в краткой ионной форме:
Это уравнение показывает, что в реакции принимали участие лишь ионы Fe3+ и ОН-.
б) Составим молекулярное уравнение для второй реакции:
K 2 SO 4 +ZnI 2 = 2KI+ZnSO 4
Из таблицы растворимости следует, что исходные и полученные соединения растворимы, поэтому реакция обратима, не доходит до конца. Действительно, здесь не образуется ни осадка, ни газообразного соединения, ни малодиссоциированного соединения. Составим полное ионное уравнение реакции:
2К + +SO 2- 4 +Zn 2+ +2I - + 2К + + 2I - +Zn 2+ +SO 2- 4
Пример 3. По ионному уравнению: Cu 2+ +S 2- -= CuS составить молекулярное уравнение реакции.
Ионное уравнение показывает, что в левой части уравнения Должны быть молекулы соединений, имеющих в своем составе ионы Cu 2+ и S 2-. Эти вещества должны быть растворимы в воде.
По таблице растворимости выберем два растворимых соединения, в состав которых входят катион Cu 2+ и анион S 2-. Составим молекулярное уравнение реакции между данными соединениями:
CuSO 4 +Na 2 S CuS+Na 2 SO 4
Инструкция
Рассмотрите пример образования труднорастворимого соединения.
Na2SO4 + BaCl2 = BaSO4 + 2NaCl
Или вариант в ионном виде:
2Na+ +SO42- +Ba2++ 2Cl- = BaSO4 + 2Na+ + 2Cl-
При решении ионных уравнений, необходимо соблюдать следующие правила:
Одинаковые ионы из обеих его частей исключаются;
Следует помнить, что сумма электрических зарядов в левой части уравнения должна быть равна сумме электрических зарядов в правой части уравнения.
Написать ионные уравнения взаимодействия между водными растворами следующих веществ: a) HCl и NaOH; б) AgNO3 и NaCl; в) К2СO3 и H2SO4; г) СН3СOOH и NaOH.
Решение. Запишите уравнения взаимодействия указанных веществ в молекулярном виде:
а) HCl + NaOH = NaCl + H2O
б) AgNO3 + NaCl = AgCl + NaNO3
в) K2CO3 + H2SO4 = K2SO4 + CO2 + H2O
г) СН3СOOH + NaOH = CH3COONa + H2O
Отметьте, что взаимодействие этих веществ возможно, ибо в результате происходит связывание ионов с образованием либо слабых (Н2О), либо труднорастворимого вещества (AgCl), либо газа (СO2).
Исключив одинаковые ионы из левых и правых частей равенства (в случае варианта а) – ионы и , в случае б) – ионы натрия и -ионы, в случае в) – ионы калия и сульфат-ионы), г) – ионы натрия, получите решение этих ионных уравнений:
а) H+ + OH- = H2O
б) Ag+ + Cl- = AgCl
в) CO32- + 2H+ = CO2 + H2O
г) СН3СOOH + OH- = CH3COO- + H2O
Довольно часто в самостоятельных и контрольных работах встречаются задания, предполагающие решение уравнений реакций. Однако без некоторых знаний, навыков и умений даже самые простые химические уравнения не написать.
Инструкция
Прежде всего нужно изучить основные органических и неорганических соединений. На крайний случай можно иметь перед собой подходящую шпаргалку, которая сможет помочь во время выполнения задания. После тренировки все равно в памяти отложатся необходимые знания и умения.
Базовым является материал, охватывающий , а также способы получения каждого соединений. Обычно они представлены в виде общих схем, например: 1. + основание = соль + вода
2. кислотный оксид + основание = соль + вода
3. основный оксид + кислота = соль + вода
4. металл + (разб) кислота = соль + водород
5. растворимая соль + растворимая соль = нерастворимая соль + растворимая соль
6. растворимая соль + = нерастворимое основание + растворимая соль
Имея перед глазами таблицу растворимости солей, и , а также схемы-шпаргалки, можно по ним решать уравнения
реакций. Важно только иметь полный перечень таких схем, а также сведения о формулах и названиях различных классов органических и неорганических соединений.
После того, как удастся само уравнение, необходимо проверить правильность написания химических формул. Кислоты, соли и основания легко проверяются по таблице растворимости, в которой указаны заряды ионов кислотных остатков и металлов. Важно помнить, что любая должна быть в целом электронейтральна, то есть, количество положительных зарядов должно совпадать с количеством отрицательных. Обязательно при этом учитываются индексы, которые перемножаются на соответствующие заряды.
Если и этот этап пройден и имеется уверенность в правильности написания уравнения
химической реакции
, то можно теперь смело расставлять коэффициенты. Химическое уравнение представляет собой условную запись реакции
с помощью химических символов, индексов и коэффициентов. На этом этапе выполнения задания обязательно нужно придерживаться правил: Коэффициент ставится перед химической формулой и относится ко всем элементам, входящим в состав вещества.
Индекс ставится после химического элемента немного внизу, и относится только к стоящему слева от него химическому элементу.
Если группа (например, кислотный остаток или гидроксильная группа) стоит в скобках, то нужно усвоить, что два, рядом стоящих индекса (перед скобкой и после нее) перемножаются.
При подсчете атомов химического элемента коэффициент умножается (не складывается!) на индекс.
Далее подсчитывается количество каждого химического элемента таким образом, чтобы суммарное число элементов, входящих в состав исходных веществ совпадало с числом атомов, входящих в состав соединений, образовавшихся продуктов реакции . Путем анализа и применения, вышеизложенных, правил можно научиться решать уравнения реакций, входящих в состав цепочек веществ.
Инструкция
В левой части уравнения запишите вещества, вступающие в химическую реакцию. Их называют «исходными веществами». В правой части, соответственно, образовавшиеся вещества («продукты реакции»).
Количество атомов всех элементов в левой и правой части реакции должно быть . При необходимости, «уравновешивание» количества произведите путем подбора коэффициентов.
При написании уравнения химической реакции, сначала убедитесь, что она вообще возможна. То есть, что ее протекание не противоречит известным физико-химическим правилам и свойствам веществ. Например, реакция:
NaI + AgNO3 = NaNO3 + AgI
Она протекает быстро и до конца, в ходе реакции образуется нерастворимый светло-желтый осадок йодистого серебра. А обратная реакция:
AgI + NaNO3 = AgNO3 + NaI - невозможна, хоть и записана правильными символами, и количество атомов всех элементов в левой и правой части одинаково.
Запишите уравнение в «полной» форме, то есть, используя их молекулярные формулы. Например, реакцию образования осадка сульфата :
BaCl2 + Na2SO4 = 2NaCl + BaSO4
А можете ту же реакцию записать в ионной форме:
Ba 2+ + 2Cl- + 2Na+ + SO4 2- = 2Na+ + 2Cl- + BaSO4
Точно так же можно записать в ионной форме уравнение другой реакции. Запомните, что каждая молекула растворимого (диссоциирующего) вещества записывается в ионном виде, одинаковые ионы в левой и правой части уравнения исключаются.
Касательная к кривой - прямая, которая прилегает к этой кривой в заданной точке, то есть проходит через нее так, что на небольшом участке вокруг этой точки можно без особой потери точности заменить кривую на отрезок касательной. Если эта кривая является графиком функции, то касательную к ней можно построить по специальному уравнению.
Инструкция
Предположим, что у вас есть график некоторой функции. Через две точки, лежащие на этом , можно провести прямую. Такая прямая, пересекающая график заданной функции в двух точках, называется секущей.
Если, оставляя первую точку на месте, постепенно двигать в ее направлении вторую точку, то секущая постепенно станет поворачиваться, стремясь к какому-то определенному положению. В конце концов, когда две точки сольются в одну, секущая будет плотно прилегать к вашему в этой единственной точке. Иными , секущая превратится в касательную.
Любая наклонная (то есть не вертикальная) прямая на координатной плоскости является графиком уравнения y = kx + b. Секущая, проходящая через точки (x1, y1) и (x2, y2), должна, таким образом, соответствовать условиям:
kx1 + b = y1, kx2 + b = y2.
Решая эту систему двух линейных уравнений, получаем: kx2 - kx1 = y2 - y1. Таким образом, k = (y2 - y1)/(x2 - x1).
Когда расстояние между x1 и x2 стремится к нулю, разности превращаются в дифференциалы. Таким образом, в уравнении касательной, проходящей через точку (x0, y0) коэффициент k будет равен ∂y0/∂x0 = f′(x0), то есть значению производной от функции f(x) в точке x0.
Чтобы узнать коэффициент b, подставим уже вычисленное значение k в уравнение f′(x0)*x0 + b = f(x0). Решая это уравнение относительно b, мы получим, что b = f(x0) - f′(x0)*x0.
В качестве примера рассмотрим уравнение касательной к функции f(x) = x^2 в точке x0 = 3. Производная от x^2 равна 2x. Следовательно, уравнение касательной приобретает вид:
y = 6*(x - 3) + 9 = 6x - 9.
Правильность этого уравнения легко
2.6 Ионно-молекулярные уравнения
При нейтрализации любой сильной кислоты любым сильным основанием на каждый моль образующейся воды выделяется около 57,6 кДж теплоты:
НСl + NaOH = NaCl + H 2 O + 57,53 кДж
НNO 3 + КОН = КNO 3 + H 2 O +57,61 кДж
Это говорит о том, что подобные реакции сводятся к одному процессу. Уравнение этого процесса мы получим, если рассмотрим подробнее одну из приведенных реакций, например, первую. Перепишем ее уравнение, записывая сильные электролиты в ионной форме, поскольку они существуют в растворе в виде ионов, а слабые- в молекулярной, поскольку они находятся в растворе преимущественно в виде молекул (вода - очень слабый электролит):
Н + + Cl - + Na + + ОН - = Na + + Cl - + H 2 O
Рассматривая получившееся уравнение, видим, что в ходе реакции ионы Na + и Cl - не претерпели изменений. Поэтому перепишем уравнение еще раз, исключив эти ионы из обеих частей уравнения. Получим:
Н + + ОН - = H 2 O
Таким образом, реакции нейтрализации любой сильной кислоты любым сильным основанием сводятся к одному и тому же процессу - к образованию молекул воды из ионов водорода и гидроксид-ионов. Ясно, что тепловые эффекты этих реакций тоже должны быть одинаковы.
Строго говоря, реакция образования воды из ионов обратима, что можно выразить уравнением
Н + + ОН - ↔ H 2 O
Однако, как мы увидим ниже, вода - очень слабый электролит, и диссоциирует лишь в ничтожно малой степени. Иначе говоря, равновесие между молекулами воды и ионами сильно смещено в сторону образования молекул. Поэтому практически реакция нейтрализации сильной кислоты сильным основанием протекает до конца.
При смешивании раствора какой-либо соли серебра с соляной кислотой или с раствором любой ее соли всегда образуется характерный белый творожистый осадок хлорида серебра:
AgNO 3 + НС1 = AgCl↓ + HNO 3
Ag 2 SO 4 + CuCl 2 = 2AgCl↓ + CuSO 4
Подобные реакции также сводятся к одному процессу. Для того чтобы получить его ионно-молекулярное уравнение, перепишем, например, уравнение первой реакции, записывая сильные электролиты, как и в предыдущем примере, в ионной форме, а вещество, находящееся в осадке, в молекулярной:
Ag + + NO 3 - + Н + + С1 - = AgCl↓+ Н + + NO 3 -
Как видно, ионы Н + и NO 3 - не претерпевают изменений в ходе реакции. Поэтому исключим их и перепишем уравнение еще раз:
Ag + + С1 - = AgCl↓
Это и есть ионно-молекулярное уравнение рассматриваемого процесса.
Здесь также надо иметь в виду, что осадок хлорида серебра находится в равновесии с ионами Ag + и С1 - в растворе, так что процесс, выраженный последним уравнением, обратим:
Ag + + С1 - ↔ AgCl↓
Однако, вследствие малой растворимости хлорида серебра, это равновесие очень сильно смещено вправо. Поэтому можно считать, что реакция образования AgCl из ионов практически доходит до конца.
Образование осадка AgCl будет наблюдаться всегда, когда в одном растворе окажутся в значительной концентрации ионы Ag + и С1 - .Поэтому с помощью ионов серебра можно обнаружить присутствие в растворе ионов С1 - и, обратно, с помощью хлорид-ионов - присутствие ионов серебра; ион С1 - может служить реактивом на ион Ag + , а ион Ag + - реактивом на ион С1 .
В дальнейшем мы будем широко пользоваться ионно-молекулярной формой записи уравнений реакций с участием электролитов.
Для составления ионно-молекулярных уравнений надо знать, какие соли растворимы в воде и какие практически нерастворимы. Общая характеристика растворимости в воде важнейших солей приведена в табл.2.
Ионно-молекулярные уравнения помогают понять особенности протекания реакций между электролитами. Рассмотрим в качестве примера несколько реакций, протекающих с участием слабых кислот и оснований.
Таблица 2. Растворимость важнейших солей в воде
Как уже говорилось, нейтрализация любой сильной кислоты любым сильным основанием сопровождается одним и тем же тепловым эффектом, так как она сводится к одному и тому же процессу - образованию молекул воды из ионов водорода и гидроксид-иона. Однако при нейтрализации сильной кислоты слабым основанием, слабой кислоты сильным или слабым основанием тепловые эффекты различны. Напишем ионно-молекулярные уравнения подобных реакций.
Нейтрализация слабой кислоты (уксусной) сильным основанием (гидроксидом натрия):
СН 3 СООН + NaOH = CH 3 COONa + Н 2 О
Здесь сильные электролиты- гидроксид натрия и образующаяся соль, а слабые - кислота и вода:
СН 3 СООН + Na + + ОН - = СН 3 СОО - + Na + + Н 2 О
Как видно, не претерпевают изменений в ходе реакции только ионы натрия. Поэтому ионно-молекулярное уравнение имеет вид:
СН 3 СООН + ОН - = СН 3 СОО - + Н 2 О
Нейтрализация сильной кислоты (азотной) слабым основанием (гидроксидом аммония):
HNO 3 + NH 4 OH = NH 4 NO 3 + Н 2 О
Здесь в виде ионов мы должны записать кислоту и образующуюся соль, а в виде молекул - гидроксид аммония и воду:
Н + + NO 3 - + NH 4 OH = NH 4 - + NH 3 - + Н 2 О
Не претерпевают изменений ионы NO 3 - . Опуская их, получаем ионно-молекулярное уравнение:
Н + + NH 4 OH= NH 4 + + Н 2 О
Нейтрализация слабой кислоты (уксусной) слабым основанием (гидроксидом аммония):
СН 3 СООН + NH 4 OH = CH 3 COONH 4 + Н 2 О
В этой реакции все вещества, кроме образующейся соли,- слабые электролиты. Поэтому ионно-молекулярная форма уравнения имеет вид:
СН 3 СООН + NH 4 OH =СН 3 СОО - + NH 4 + + Н 2 О
Сравнивая между собой полученные ионно-молекулярные уравнения, видим, что все они различны. Поэтому понятно, что неодинаковы и теплоты рассмотренных реакций.
Реакции нейтрализации сильных кислот сильными основаниями, в ходе которых ионы водорода и гидроксид-ионы соединяются в молекулу воды, протекают практически до конца. Реакции же нейтрализации, в которых хотя бы одно из исходных веществ - слабый электролит и при которых молекулы малодиссоциирующих веществ имеются не только в правой, но и в левой части ионно-молекулярного уравнения, протекают не до конца. Они доходят до состояния равновесия, при котором соль сосуществует с кислотой и основанием, от которых она образована. Поэтому уравнения подобных реакций правильнее записывать как обратимые реакции:
СН 3 СООН + ОН - ↔ СН 3 СОО - + Н 2 О
Н + + NH 4 OH↔ NH 4 + + Н 2 О
СН 3 СООН + NH 4 OH ↔ СН 3 СОО - + NH 4 + + Н 2 О
С другими растворителями рассмотренные закономерности сохраняются, но имеются и отступления от них, например на кривых λ-с часто наблюдается минимум (аномальная электропроводность). 2. Подвижность ионов Свяжем электропроводность электролита со скоростью движения его ионов в электрическом поле. Для вычисления электропроводности достаточно подсчитать число ионов, ...
При изучении синтеза новых материалов и процессов ионного транспорта в них. В чистом виде такие закономерности наиболее четко прослеживаются при исследовании монокристаллических твердых электролитов. В то же время при использовании твердых электролитов в качестве рабочих сред функциональных элементов необходимо учитывать, что нужны материалы заданного вида и формы, например в виде плотной керамики...
17-25 кг/т алюминия, что на ~ 10-15 кг/т выше по сравнению с результатами для песчаного глинозёма. В глинозёме, используемом для производства алюминия, должно содержаться минимальное количество соединений железа, кремния, тяжелых металлов с меньшим потенциалом выделения на катоде, чем алюминий, т.к. они легко восстанавливаются и переходят в катодный алюминий. Нежелательно также присутствие в...
При растворении в воде не все вещества имеют способность проводить электрический ток. Те соединения, водные растворы которых способны проводить электрический ток называются электролитами . Электролиты проводят ток за счет так называемой ионной проводимости, которой обладают многие соединения с ионным строением (соли, кислоты, основания). Существуют вещества, имеющие сильнополярные связи, но в растворе при этом подвергаются неполной ионизации (например, хлорид ртути II) – это слабые электролиты. Многие органические соединения (углеводы, спирты), растворенные воде, не распадаются на ионы, а сохраняют свое молекулярное строение. Такие вещества электрический ток не проводят и называются неэлектролитами .
Приведем некоторые закономерности, руководствуясь которыми можно определить к сильным или слабым электролитам относится то или иное соединение:
- Кислоты . К сильным кислотам из наиболее распространенных относятся HCl, HBr, HI, HNO 3 , H 2 SO 4 , HClO 4 . Почти все остальные кислоты – слабые электролиты.
- Основания . Наиболее распространенные сильные основания – гидроксиды щелочных и щелочноземельных металлов (исключая Be). Слабый электролит – NH 3 .
- Соли. Большинство распространенных солей – ионных соединений, — электролиты сильные. Исключения составляют, в основном, соли тяжелых металлов.
Теория электролитической диссоциации
Электролиты, как сильные, так и слабые и даже очень сильно разбавленные не подчиняются закону Рауля и . Имея способность к электропроводности, значения давления пара растворителя и температуры плавления растворов электролитов будут более низкими, а температуры кипения более высокими по сравнению с аналогичными значениями чистого растворителя. В 1887 г С. Аррениус, изучая эти отклонения, пришел к созданию теории электролитической диссоциации.
Электролитическая диссоциация предполагает, что молекулы электролита в растворе распадаются на положительно и отрицательно заряженные ионы, которые названы соответственно катионами и анионами.
Теория выдвигает следующие постулаты:
- В растворах электролиты распадаются на ионы, т.е. диссоциируют. Чем более разбавлен раствор электролита, тем больше его степень диссоциации.
- Диссоциация — явление обратимое и равновесное.
- Молекулы растворителя бесконечно слабо взаимодействуют (т.е. растворы близки к идеальным).
Разные электролиты имеют различную степень диссоциации, которая зависит не только от природы самого электролита, но природы растворителя, а также концентрации электролита и температуры.
Степень диссоциации α , показывает какое число молекул n распалось на ионы, по сравнению с общим числом растворенных молекул N :
α = n/ N
При отсутствии диссоциации α = 0, при полной диссоциации электролита α = 1.
С точки зрения степени диссоциации, по силе электролиты делятся на сильные (α > 0,7), средней силы (0,3 > α > 0,7), слабые (α < 0,3).
Более точно процесс диссоциации электролита характеризует константа диссоциации , не зависящая от концентрации раствора. Если представить процесс диссоциации электролита в общем виде:
A a B b ↔ aA — + bB +
K = a · b /
Для слабых электролитов концентрация каждого иона равна произведению α на общую концентрацию электролита С таким образом, выражение для константы диссоциации можно преобразовать:
K = α 2 C/(1-α)
Для разбавленных растворов (1-α) =1, тогда
K = α 2 C
Отсюда нетрудно найти степень диссоциации
Ионно–молекулярные уравнения
Рассмотрим пример нейтрализации сильной кислоты сильным основанием, например:
HCl + NaOH = NaCl + HOH
Процесс представлен в виде молекулярного уравнения . Известно, что как исходные вещества, так и продукты реакции в растворе полностью ионизированы. Поэтому представим процесс в виде полного ионного уравнения :
H + + Cl — +Na + + OH — = Na + + Cl — + HOH
После «сокращения» одинаковых ионов в левой и правой частях уравнения получаем сокращенное ионное уравнение:
H + + OH — = HOH
Мы видим, что процесс нейтрализации сводится к соединению H + и OH — и образованию воды.
При составлении ионных уравнений следует помнить, что в ионном виде записываются только сильные электролиты. Слабые электролиты, твердые вещества и газы записываются в их молекулярном виде.
Процесс осаждения сводится к взаимодействию только Ag + и I — и образованию нерастворимого в воде AgI.
Чтобы узнать способно ли интересующее нас вещество растворяться в воде, необходимо воспользоваться таблицей нерастворимости.
Рассмотрим третий тип реакций, в результате которой образуется летучее соединение. Это реакции взаимодействия карбонатов, сульфитов или сульфидов с кислотами. Например,
При смешении некоторых растворов ионных соединений, взаимодействия между ними может и не происходить, например
Итак, подводя итог, отметим, что химические превращения наблюдаются в случаях, если соблюдается одно из следующих условий:
- Образование неэлектролита . В качестве неэлектролита может выступать вода.
- Образование осадка.
- Выделение газа.
- Образование слабого электролита, например уксусной кислоты.
- Перенос одного или нескольких электронов. Это реализуется в окислительно – восстановительных реакциях.
- Образование или разрыв одной или нескольких .