Проводимость веществами электрического тока или отсутствие проводимости можно наблюдать с помощью простого прибора.

Он состоит из угольных стержней (электродов), присоединенных проводами к электрической сети. В цепь включена электрическая лампочка, которая показывает присутствие или отсутствие тока в цепи. Если опустить электроды в раствор сахара,то лампочка не загорается. Но она ярко загорится, если их опустить в раствор хлорида натрия.

Вещества, распадающиеся на ионы в растворах или расплавах и потому проводящие электрический ток, называются электролитами.

Вещества, которые в тех же условиях на ионы не распадаются и электрический ток не проводят, называются неэлектролитами.

К электролитам относятся кислоты, основания и почти все соли.

К неэлектролитам относятся большинство органических соединений, а также вещества, в молекулах которых имеются только ковалентные неполярные или малополярные связи.

Электролиты - проводники второго рода. В растворе или расплаве они распадаются на ионы, благодаря чему и протекает ток. Очевидно, чем больше ионов в растворе, тем лучше он проводит электрический ток. Чистая вода электрический ток проводит очень плохо.

Различают сильные и слабые электролиты.

Сильные электролиты при растворении вводе полностью диссоциируют на ионы.

К ним относятся:

1) почти все соли;

2) многие минеральные кислоты, например Н 2 SO 4 , HNO 3 , НСl, HBr, HI, НМnО 4 , НСlО 3 , НСlО 4 ;

3) основания щелочных и щелочноземельных металлов.

Слабые электролиты при растворении в воде лишь частично диссоциируют на ионы.

К ним относятся:

1) почти все органические кислоты;

2) некоторые минеральные кислоты, например H 2 СО 3 , Н 2 S, НNO 2 , HClO, H 2 SiO 3 ;

3) многие основания металлов (кроме оснований щелочных и щелочноземельных металлов), а также NH 4 OH, который можно изображать как гидрат аммиака NH 3 ∙H 2 O.

К слабым электролитам относится вода.

Слабые электролиты не могут дать большой концентрации ионов в растворе.

Основные положения теории электролитической диссоциации.

Распад электролитов на ионы при растворении их в воде называется элекролитической диссоциацией.

Так, хлорид натрия NaСl при растворении в воде полностью распадается на ионы натрия Na + и хлорид-ионы Cl - .

Вода образует ионы водорода Н + и гидроксид-ионы ОН - лишь в очень незначительных количествах.

Для объяснения особенностей водных растворов электролитов шведским ученым С. Аррениусом в 1887 г. была предложена теория электролитической диссоциации. В дальнейшем она была развита многими учеными на основе учения о строении атомов и химической связи.

Современное содержание этой теории можно свести к следующим трем положениям:

1. Электролиты при растворении в воде распадаются (диссоциируют) на ионы - положительные и отрицательные.

Ионы находятся в более устойчивых электронных состояниях, чем атомы. Они могут состоять из одного атома - это простые ионы (Na + , Mg 2+ , Аl 3+ и т.д.) - или из нескольких атомов - это сложные ионы (NО 3 - , SO 2- 4 , РО З- 4 и т.д.).

2. Под действием электрического тока ионы приобретают направленное движение: положительно заряженные ионы движутся к катоду, отрицательно заряженные - к аноду. Поэтому первые называются катионами, вторые - анионами.

Направленное движение ионов происходит в результате притяжения их противоположно заряженными электродами.

3. Диссоциация - обратимый процесс: параллельно с распадом молекул на ионы (диссоциация) протекает процесс соединения ионов (ассоциация).

Поэтому в уравнениях электролитической диссоциации вместо знака равенства ставят знак обратимости. Например, уравнение диссоциации молекулы электролита КA на катион К + и анион А - в общем виде записывается так:

КА ↔ K + + A -

Теория электролитической диссоциации является одной из основных теорий в неорганической химии и полностью согласуется с атомно-молекулярным учением и теорией строения атома.

Степень диссоциации.

Одним из важнейших понятий теории электролитической диссоциации Аррениуса является понятие о степени диссоциации.

Степенью диссоциации (а) называется отношение числа молекул, распавшихся на ионы (n"), к общему числу растворенных молекул (n):

Степень диссоциации электролита определяется опытным путем и выражается в долях единицы или в процентах. Если α = 0, то диссоциация отсутствует, а если α = 1 или 100%, то электролит полностью распадается на ионы. Если же α = 20%, то это означает, что из 100 молекул данного электролита 20 распалось на ионы.

Различные электролиты имеют различную степень диссоциации. Опыт показывает, что она зависит от концентрации электролита и от температуры. С уменьшением концентрации электролита, т.е. при разбавлении его водой, степень диссоциации всегда увеличивается. Как правило, увеличивает степень диссоциации и повышение температуры. По степени диссоциации электролиты делят на сильные и слабые.

Рассмотрим смещение равновесия, устанавливающегося между недиссоциированными молекулами и ионами при электролитической диссоциации слабого электролита - уксусной кислоты:

СН 3 СООН ↔ СН 3 СОO - + Н +

При разбавлении раствора уксусной кислоты водой равновесие сместится в сторону образования ионов, - степень диссоциации кислоты возрастает. Наоборот, при упаривании раствора равновесие смещается в сторону образования молекул кислоты - степень диссоциации уменьшается.

Из этого выражения очевидно, что α может изменяться от 0 (диссоциации нет) до 1 (полная диссоциация). Степень диссоциации часто выражают в процентах. Степень диссоциации электролита может быть определена только экспериментальным путем, например по измерению температуры замерзания раствора, по электропроводности раствора и т. д.

Механизм диссоциации

Легче всего диссоциируют вещества с ионной связью. Как известно, эти вещества состоят из ионов. При их растворении диполи воды ориентируются вокруг положительного и отрицательного ионов. Между ионами и диполями воды возникают силы взаимного притяжения. В результате связь между ионами ослабевает, происходит переход ионов из кристалла в раствор. При этом образуются гидратированные ионы, т.е. ионы, химически связанные с молекулами воды.

Аналогично диссоциируют и электролиты, молекулы которых образованы по типу полярной ковалентной связи (полярные молекулы). Вокруг каждой полярной молекулы вещества также ориентируются диполи воды, которые своими отрицательными полюсами притягиваются к положительному полюсу молекулы, а положительными полюсами - к отрицательному полюсу. В результате этого взаимодействия связующее электронное облако (электронная пара) полностью смещается к атому с большей электроотрицательностью, полярная молекула превращается в ионную и затем легко образуются гидратированные ионы:

Диссоциация полярных молекул может быть полной или частичной.

Таким образом, электролитами являются соединения с ионной или полярной связью - соли, кислоты и основания. И диссоциировать на ионы они могут в полярных растворителях.

Константа диссоциации.

Константа диссоциации. Более точной характеристикой диссоциации электролита является константа диссоциации, которая от концентрации раствора не зависит.

Выражение для константы диссоциации можно получить, если записать уравнение реакции диссоциации электролита АК в общем виде:

A K → A - + K + .

Поскольку диссоциация является обратимым равновесным процессом, то к этой реакции применим закон действующих масс, и можно определить константу равновесия как:

где К - константа диссоциации, которая зависит от температуры и природы электролита и растворителя, но не зависит от концентрации электролита.

Диапазон констант равновесия для разных реакций очень большой - от 10 -16 до 10 15 . Например, высокое значение К для реакции

означает, что если в раствор, содержащий ионы серебра Ag + ,внести металлическую медь, то в момент достижения равновесия концентрация ионов меди намного больше, чем квадрат концентрации ионов серебра 2 . Напротив, низкое значение К в реакции

говорит о том, что к моменту достижения равновесия растворилось ничтожно малое количество иодида серебра AgI.

Обратите особое внимание на форму записи выражений для константы равновесия. Если концентрации некоторых реагентов существенно не изменяются в процессе реакции, то они не записываются в выражение для константы равновесия (такие константы обозначаются К 1).

Так, для реакции меди с серебром неправильным будет выражение:

Правильной будет следующая форма записи:

Это объясняется тем, что концентрации металлических меди и серебра введены в константу равновесия. Концентрации меди и серебра определяются их плотностью и не могут быть изменены. Поэтому эти концентрации нет смысла учитывать при расчете константы равновесия.

Аналогично объясняются выражения констант равновесия при растворении AgCl и AgI

Произведение растворимости. Константы диссоциации малорастворимых солей и гидроксидов металлов называются произведением растворимости соответствующих веществ (обозначается ПР).

Для реакции диссоциации воды

выражение константы будет:

Объясняется это тем, что концентрация воды во время реакций в водных растворах изменяется очень незначительно. Поэтому принимается, что концентрация [Н 2 О] остается постоянной и вводится в константу равновесия.

Кислоты, основания и соли с позиций электролитической диссоциации.

С помощью теории электролитической диссоциации дают определения и описывают свойства кислот, оснований и солей.

Кислотами называются электролиты, при диссоциации которых в качестве катионов образуются только катионы водорода.

Например:

НCl ↔ Н + + С l - ;

СН 3 СООН ↔ Н + + СН 3 СОО -

Диссоциация многоосновной кислоты протекает главным образом по первой ступени, в меньшей степени по второй и лишь в незначительной степени - по третьей. Поэтому в водном растворе, например, фосфорной кислоты наряду с молекулами Н 3 РО 4 имеются ионы (в последовательно уменьшающихся количествах) Н 2 РО 2- 4 , НРО 2- 4 и РО 3- 4

Н 3 РО 4 ↔ Н + + Н 2 РО - 4 (первая ступень)

Н 2 РО - 4 ↔ Н + + НРO 2- 4 (вторая ступень)

НРО 2- 4 ↔ Н+ PО З- 4 (третья ступень)

Основностъ кислоты определяется числом катионов водорода, которые образуются при диссоциации.

Так, НCl, HNO 3 - одноосновные кислоты - образуется один катион водорода;

Н 2 S, Н 2 СО 3 , Н 2 SO 4 - двухосновные,

Н 3 РО 4 , Н 3 АsО 4 - трехосновные, так как образуются соответственно два и три катиона водорода.

Из четырех атомов водорода, содержащихся в молекуле уксусной кислоты СН 3 СООН, только один, входящий в карбоксильную группу - СООН, способен отщепляться в виде катиона Н + , - уксусная кислота одноосновная.

Двух - и многоосновные кислоты диссоциируют ступенчато (постепенно).

Основаниями называются электролиты, при диссоциации которых в качестве анионов образуются только гидроксид-ионы.

Например:

KOH ↔ K + + OH - ;

NH 4 OH ↔ NH + 4 + OH -

Основания,растворимые в воде называются щелочами. Их немного. Это основания щелочных и щелочноземельных металлов: LiOH, NaОН, КОН, RbОН, СsОН, FrОН и Са(ОН) 2 , Sr(ОН) 2 , Ва(ОН) 2 , Rа(ОН) 2 , а также NН 4 ОН. Большинство оснований в воде малорастворимо.

Кислотность основания определяется числом его гидроксильных групп (гидроксогрупп). Например, NН 4 ОН - однокислотное основание, Са(ОН) 2 - двухкислотное, Fе(ОН) 3 - трехкислотное и т. д. Двух- и многокислотные основания диссоциируют ступенчато

Ca(ОН) 2 ↔ Са(ОН) + + OH - (первая ступень)

Ca(OH) + ↔ Ca 2+ + OH - (вторая ступень)

Однако имеются электролиты, которые при диссоциации одновременно образуют катионы водорода, и гидроксид - ионы. Эти электролиты называются амфотерными или амфолитами. К ним относятся вода, гидроксиды цинка, алюминия, хрома и ряд других веществ. Вода, например, диссоциирует на ионы Н + и ОН - (в незначительных количествах):

Н 2 O ↔ Н + + ОН -

Следовательно, у нее в равной мере выражены и кислотные свойства, обусловленные наличием катионов водорода Н + , и щелочные свойства, обусловленные наличием ионов ОН - .

Диссоциацию амфотерного гидроксида цинка Zn(ОН) 2 можно выразить уравнением

2ОН - + Zn 2+ + 2Н 2 О ↔ Zn(ОН) 2 + 2Н 2 О ↔ 2- + 2Н +

Солями называются электролиты, при диссоциации которых образуются катионы металлов а также катион аммония (NH 4) и анионы кислотных остатков

Например:

(NH 4) 2 SO 4 ↔ 2NH + 4 + SO 2- 4 ;

Na 3 PO 4 ↔ 3Na + + PO 3- 4

Так диссоциируют средние соли. Кислые же и основные соли диссоциируют ступенчато. У кислых солей вначале отщепляются ионы металлов, а затем катионы водорода. Например:

KHSO 4 ↔ K + + HSO - 4

HSO - 4 ↔ H + + SO 2- 4

У основных солей вначале отщепляются кислотные остатки, а затем гидроксид-ионы.

Mg(OH)Cl ↔ Mg(OH) + + Cl -

Электролиты и неэлектролиты

Из уроков физики известно, что растворы од­них веществ способны проводить электрический ток, а других - нет.

Вещества, растворы которых проводят электрический ток, называются электролитами .

Вещества, растворы кото­рых не проводят электрический ток, называются неэлектролитами . Например растворы сахара, спирта, глюкозы и некоторых других веществ не проводят элек­трический ток.

Электролитические диссоциация и ассоциация

Почему же растворы элек­тролитов проводят электри­ческий ток?

Шведский ученый С. Ар­рениус, изучая электропро­водность различных веществ, пришел в 1877 г. к выводу, что причиной электропровод­ности является наличие в растворе ионов , которые образуются при растворении электролита в воде.

Процесс распада электролита на ионы называ­ется электролитической диссоциацией .

С. Аррениус, который придерживался физиче­ской теории растворов, не учитывал взаимодей­ствия электролита с водой и считал, что в раство­рах находятся свободные ионы. В отличие от него русские химики И. А. Каблуков и В. А. Кистяков- ский применили к объяснению электролитической диссоциации химическую теорию Д. И. Менделеева и доказали, что при растворении электролита про­исходит химическое взаимодействие растворенного вещества с водой, которое приводит к образованию гидратов, а затем они диссоциируют на ионы . Они считали, что в растворах находятся не свободные, не «голые» ионы, а гидратированные, т. е. «одетые в шубку» из молекул воды.

Молекулы воды представляют собой диполи (два полюса), так как атомы водорода расположены под углом 104,5°, благодаря чему молекула имеет угло­вую форму. Молекула воды схематически представ­лена ниже.

Как правило, легче всего диссоциируют веще­ства с ионной связью и, соответственно, с ионной кристаллической решеткой, так как они уже состо­ят из готовых ионов. При их растворении диполи во­ды ориентируются противоположно заряженными концами вокруг положительных и отрицательных ионов электролита.

Между ионами электролита и диполями воды возникают силы взаимного притяжения . В ре­зультате связь между ионами ослабевает, и про­исходит переход ионов из кристалла в раствор. Очевидно, что последовательность про­цессов, происходящих при диссоциации веществ с ионной связью (солей и щелочей), будет такой:

1) ориентация молекул (диполей) воды около ио­нов кристалла;

2) гидратация (взаимодействие) молекул воды с ионами поверхностного слоя кристалла;

3) диссоциация (распад) кристалла электролита на гидратированные ионы.

Упрощенно происходящие процессы можно от­разить с помощью следующего уравнения:

Аналогично диссоциируют и электролиты, в мо­лекулах которых ковалентная связь (например, мо­лекулы хлороводорода HCl, смотри ниже); только в этом случае под влиянием диполей воды происходит превращение ковалентной полярной связи в ион­ную; последовательность процессов, происходящих при этом, будет такой:

1) ориентация молекул воды вокруг полюсов моле­кул электролита;

2) гидратация (взаимодействие) молекул воды с молекулами электролита;

3) ионизация молекул электролита (превращение ковалентной полярной связи в ионную);

4) диссоциация (распад) молекул электролита на гидратированные ионы.

Упрощенно процесс диссоциации соляной кис­лоты можно отразить с помощью следующего урав­нения:

Следует учитывать, что в растворах электро­литов хаотически движущиеся гидратированные ионы могут столкнуться и вновь объединиться между собой. Этот обратный процесс называется ассоциацией. Ассоциация в растворах происходит параллельно с диссоциацией, поэтому в уравнени­ях реакций ставят знак обратимости.

Свойства гидратированных ионов отличаются от свойств негидратированных. Например, негидрати­рованный ион меди Cu 2+ - белый в безводных кри­сталлах сульфата меди (II) и имеет голубой цвет, когда гидратирован, т. е. связан с молекулами во­ды Cu 2+ nH 2 O. Гидратированные ионы имеют как постоянное, так и переменное число молекул воды.

Степень электролитической диссоциации

В растворах электролитов наряду с ионами при­сутствуют и молекулы. Поэтому растворы электро­литов характеризуются степенью диссоциации , ко­торая обозначается греческой буквой а («альфа»).

Это отношение числа частиц, распавшихся на ионы (N g), к общему числу растворенных частиц (N p).

Степень диссоциации электролита определяется опытным путем и выражается в долях или про­центах. Если а = 0, то диссоциация отсутствует, а если а = 1, или 100 %, то электролит полностью распадается на ионы. Различные электролиты име­ют различную степень диссоциации, т. е. степень диссоциации зависит от природы электролита. Она также зависит и от концентрации: с разбавлением раствора степень диссоциации увеличивается.

По степени электролитической диссоциации электролиты делятся на сильные и слабые.

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: H 2 SO 4 , HCl, HNO 3 ;

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 - H 2 S, H 2 CO 3 , HNO 2 ;

2) водный раствор аммиака NH 3 H 2 O;

4) некоторые соли.

Константа диссоциации

В растворах слабых электролитов вследствие их неполной диссоциации устанавливается динамичес­кое равновесие между недиссоциированными моле­кулами и ионами . Например, для уксусной кислоты:

Можно применить к этому равновесию закон действующих масс и записать выражение констан­ты равновесия:

Константу равновесия, характеризующую про­цесс диссоциации слабого электролита, называют константой диссоциации .

Константа диссоциации характеризует способ­ность электролита (кислоты, основания, воды) диссо­циировать на ионы . Чем больше константа, тем лег­че электролит распадается на ионы, следовательно, тем он сильнее. Значения констант диссоциации для слабых электролитов приводятся в справочниках.

Основные положения теории электролитической диссоциации

1. При растворении в воде электролиты диссо­циируют (распадаются) на положительные и отри­цательные ионы.

Ионы - это одна из форм существования хими­ческого элемента. Например, атомы металла натрия Na 0 энергично взаимодейству­ют с водой, образуя при этом щелочь (NaOH) и водород Н 2 , в то время как ионы натрия Na + таких продуктов не обра­зуют. Хлор Cl 2 имеет желто­зеленый цвет и резкий запах, ядовит, а ионы хлора Cl — бесцветны, не ядовиты, лишены запаха.

Ионы - это положительно или отрицательно заряженные частицы, в которые превращаются атомы или группы атомов одного или нескольких химических элементов в результате отдачи или присоединения электронов.

В растворах ионы беспорядочно передвигаются в различных направлениях.

По составу ионы делятся на простые - Cl — , Na + и сложные - NH 4 + , SO 2 — .

2. Причиной диссоциации электролита в вод­ных растворах является его гидратация, т. е. взаи­модействие электролита с молекулами воды и раз­рыв химической связи в нем.

В результате такого взаимодействия образуются гидратированные, т. е. связанные с молекулами во­ды, ионы. Следовательно, по наличию водной обо­лочки ионы делятся на гидратированные (в раствоpax и кристаллогидратах) и негидратированные (в безводных солях).

3. Под действием электрического тока положитель­но заряженные ионы движутся к отрицательному по­люсу источника тока - катоду и поэтому называют­ся катионами, а отрицательно заряженные ионы движутся к положительному полюсу ис­точника тока - аноду и по­этому называются анионами.

Следовательно, существу­ет еще одна классификация ионов - по знаку их заряда .

Сумма зарядов катионов (Н + , Na + , NH 4 + , Cu 2+) равна сумме зарядов анионов (Cl — , OH — , SO 4 2-), вследствие че­го растворы электролитов (HCl, (NH 4) 2 SO 4 , NaOH, CuSO 4) остаются электронейтральными.

4. Электролитическая диссоциация - процесс обратимый для слабых электролитов.

Наряду с процессом диссоциации (распад элек­тролита на ионы) протекает и обратный процесс - ассоциация (соединение ионов). Поэтому в уравне­ниях электролитической диссоциации вместо знака равенства ставят знак обратимости, например:

5. Не все электролиты в одинаковой мере диссо­циируют на ионы.

Зависит от природы элек­тролита и его концентрации. Химические свойства растворов электролитов определяются свойствами тех ионов, которые они образуют при диссоциации.

Свойства растворов слабых электролитов об­условлены молекулами и ионами, образовавшими­ся в процессе диссоциации, которые находятся в динамическом равновесии друг с другом.

Запах уксусной кислоты обусловлен наличием молекул CH 3 COOH, кислый вкус и изменение окра­ски индикаторов связаны с наличием в растворе ионов H + .

Свойства растворов сильных электролитов опре­деляются свойствами ионов, которые образуются при их диссоциации.

Например, общие свойства кислот, такие как кислый вкус, изменение окраски индикаторов и др., обусловлены наличи­ем в их растворах катионов водорода (точнее, ионов оксония H 3 O +). Общие свойства щелочей, такие как мылкость на ощупь, изменение окраски индикаторов и др. связаны с присутствием в их рас­творах гидроксид-ионов OH — , а свойства солей - с распадом их в растворе на катионы металла (или аммония) и анионы кислотных остатков.

Согласно теории электролитической диссоциа­ции все реакции в водных растворах электролитов являются реакциями между ионами . Этим обуслов­лена высокая скорость многих химических реак­ций в растворах электролитов.

Реакции, протекающие между ионами, называ­ют ионными реакциями , а уравнения этих реак­ций - ионными уравнениями .

Реакции ионного обмена в водных растворах мо­гут протекать:

1. Необратимо , до конца.

2. Обратимо , то есть протекать одновременно в двух противоположных направлениях. Реакции обмена между сильными электролита­ми в растворах протекают до конца или практи­чески необратимы, когда ионы, соединяясь друг с другом, образуют вещества:

а) нерастворимые;

б) малодиссоциирующие (слабые электролиты);

в) газообразные.

Приведем несколько примеров молекулярных и сокращенных ионных уравнений:

Реакция необратима , т. к. один из ее про­дуктов - нерастворимое вещество.

Реакция нейтрализации необратима , т. к. об­разуется малодиссоциирующее вещество - вода.

Реакция необратима , т. к. образуется газ CO 2 и малодиссоциирующее вещество - вода.

Если среди исходных веществ и среди продуктов реакции имеются слабые электролиты или мало­растворимые вещества, то такие реакции являются обратимыми, т. е. до конца не протекают.

В обратимых реакциях равновесие смещается в сторону образования наименее растворимых или наименее диссоциированных веществ.

Например:

Равновесие смещается в сторону образования более слабого электролита - H 2 O. Однако до конца такая реакция протекать не будет: в растворе оста­ются недиссоциированные молекулы уксусной кис­лоты и гидроксид-ионы.

Если исходные вещества - сильные электро­литы, которые при взаимодействии не образуют нерастворимых или малодиссоциирующих веществ или газов, то такие реакции не протекают: при сме­шивании растворов образуется смесь ионов.

Справочный материал для прохождения тестирования:

Таблица Менделеева

Таблица растворимости

Задания №7 с решениями.

Разберем задания №7 из ОГЭ за 2016 год.

Задания с решениями.

Задание №1.

Только катионы калия и фосфат-анионы образуются при диссоциации вещества, формула которого

1. KHPO4

2. Ca3(PO4)2

3. KH2PO4

4. K3PO4

Объяснение: если при диссоциации образуются только катионы калия и фосфат-ионы, значит только эти ионы и входят в состав нужного вещества. Подтвердим уравнением диссоциации:

K3PO4 → 3K+ + PO4³‾

Правильный ответ - 4.

Задание №2.

К электролитам относится каждое из веществ, формулы которых

1. N2O, KOH, Na2CO3

2. Cu(NO3)2, HCl, Na2SO4

3. Ba(OH)2, NH3xH2O, H2SiO3

4. CaCl2, Cu(OH)2, SO2

Объяснение: электролиты - вещества, проводящие электрический ток вследствие диссоциации на ионы в растворах и расплавах. Следовательно, электролиты - растворимые вещества.

Правильный ответ - 2.

Задания №3.

При полной диссоциации сульфида натрия образуются ионы

1. Na+ и HS‾

2. Na+ и SO3²‾

3. Na+ и S²‾

4. Na+ и SO4²‾

Объяснение: напишем уравнение диссоциации сульфида натрия

Na2S → 2Na+ + S²‾

Следовательно, правильный ответ - 3.

Задания №4.

В перечне ионов

А. Нитрат-ион

Б. Ион аммония

В. Гидроксид-ион

Г. Ион водорода

Д. Фосфат-ион

Е. Ион магния

катионами являются:

1. БГД 2. БГЕ 3. АГЕ 4. ВГЕ

Объяснение: катионы-положительные частицы, например, ионы металлов или ион водорода. Из перечисленных - это ион аммония, ион водорода и магния. Правильный ответ - 2.

Задания №5.

Верны ли следующие суждения об электролитической диссоциации солей?

А. Все соли при диссоциации образуют катионы металлов, катионы водорода и анионы кислотных остатков

Б. Соли в процессе диссоциации образуют катионы металлов и анионы кислотных остатков

1. Верно только А

2. Верно только Б

3. Верны оба суждения

4. Оба суждения неверны

Объяснение: только кислые соли при диссоциации образуют катионы водорода, следовательно, А-неверно, а вот Б - верно. Приведем пример:

NaCl → Na+ + Cl‾

Правильный ответ - 2.

Задания №6.

Одинаковое число молей катионов и анионов образуется при полной диссоциации в водном растворе 1 моль

1. KNO3

2. CaCl2

3. Ba(NO3)2

4. Al2(SO4)3

Объяснение: в этом уравнении мы можем либо написать уравнения диссоциации и посмотреть на полученные коэффициенты, либо посмотреть на индексы в формулах данных солей. Одинаковое число молей есть только у молекулы KNO3:

KNO3 → K+ + NO3‾

Правильный ответ - 1.

Задание №7.

Хлорид-ионы образуются в процессе диссоциации вещества, формула которого

1. KClO3

2. AlCl3

3. NaClO

4. Cl2O7

Объяснение: среди приведенных веществ хлорид-ионы есть только в молекуле хлорида алюминия - AlCl3. Приведем уравнение диссоциации этой соли:

AlCl3 → Al3+ + 3Cl‾

Правильный ответ - 2.

Задание №8.

Ионы водорода образуются при диссоциации вещества, формула которого

1. H2SiO3

2. NH3xH2O

3. HBr

4. NaOH

Объяснение: ионы водорода входят, среди перечисленных, только в HBr: HBr → H+ + Br‾

(H2SiO3 в растворе диссоциирует на Н2О и SiO2)

Правильный ответ - 3.

Задание №9.

В перечне веществ:

А. Серная кислота

Б. Кислород

В. Гидроксид калия

Г. Глюкоза

Д. Сульфат натрия

Е. Этиловый спирт

к электролитам относятся:

1. ГДЕ 2. АБГ 3. ВДЕ 4. АВД

Объяснение: электролиты - это сильные кислоты, основания или соли. Среди перечисленных - это серная кислота (H2SO4), гидроксид калия (KOH), сульфат натрия (Na2SO4). Правильный ответ - 4.

Задание №10.

В процессе диссоциации фосфат-ионы образуют каждое из веществ, формулы которых

1. H3PO4, (NH4)3PO4, Cu3(PO4)2

2. Mg3(PO4)2, Na3PO4, AlPO4

3. Na3PO4, Ca3(PO4)2, FePO4

4. K3PO4, H3PO4, Na3PO4

Объяснение: как и в предыдущем задании, здесь нам нужно знать, что электролиты - это сильные кислоты или растворимые соли, как, например, в №4:

K3PO4 → 3K+ + PO4³‾

H3PO4 → 3H+ + PO4³‾

Na3PO4 → 3Na+ + PO4³‾

Правильный ответ - 4.

Задания для самостоятельного решения.

1. Ионы водорода и кислотного остатка образуются в процессе электролитической диссоциации:

1. Воды

2. Азотной кислоты

3. Кремниевой кислоты

4. Нитрата калия

2. Электролитами является каждое из веществ, формулы которых:

1. KOH, H2O(дист), CaCl2

2. BaSO4, Al(NO3)3, H2SO4

3. BaCl2, H2SO4, LiOH

4. H2SiO3, AgCl, HCl

3. Верны ли следующие суждения об электролитах?

А. Азотная и серная кислоты являются сильными электролитами

Б. Сероводород в водном растворе полностью распадается на ионы

1. Верно только А

2. Верно только Б

3. Верны оба суждения

4. Оба суждения неверны

4. Электролитом является каждое из двух веществ

1. Сульфид меди (II) и этанол

2. Соляная кислота и сульфат калия

3. Оксид ртути (II)и сульфат кальция

4. Карбонат магния и оксид азота (I)

5. В водном растворе ступенчато диссоциирует

1. Нитрат меди (II)

2. Азотная кислота

3. Серная кислота

4. Гидроксид натрия

6. Верны ли следующие суждения об электролитах

А. Гидроксид бериллия и гидроксид железа (III) являются сильными электролитами

Б. Нитрат серебра в водном растворе полностью распадается на ионы

1. Верно только А

2. Верно только Б

3. Верны оба суждения

4. Оба суждения неверны

7. Сульфат-ионы образуются в процессе диссоциации

1. Сульфида калия

2. Сероводородной кислоты

3. Сульфида меди

4. Сульфата бария

8. Общие химические свойства гидроксида натрия и гидроксида бария обусловлены

1. Наличием в их растворах ионов натрия и бария

2. Их хорошей растворимостью в воде

3. Наличием в их составе трех элементов

4. Наличием в их растворах гидроксид-ионов

9. Катионом является

1. Сульфат-ион

2. Ион натрия

3. Сульфид-ион

4. Сульфит-ион

10. Анионом является

1. Ион кальция

2. Силикат-ион

3. Ион магния

4. Ион аммония

Предоставленные задания были взяты из сборника для подготовки к ОГЭ по химии авторов: Корощенко А.С. и Купцовой А.А.

Как известно, при растворении , даже без перемешивания вследствие диффузии раствор постепенно становится однородным, т. е. его концентрация во всех частях становится одинаковой.
Возьмем случай, когда раствор отделен от чистого растворителя полупроницаемой перегородкой (пергамент, коллодиевая пленка, целлофан и т. п.), как показано на рис. 15. Такие перегородки довольно легко пропускают молекулы растворителя, но не пропускают растворенное вещество. Процесс уравнивания концентраций по обе стороны перегородки осложняется. Растворенное вещество не может проникать через перегородку в растворитель. Возможно только проникновение молекул растворителя через перегородку в раствор. Таким образом, постепенно будет уменьшаться вследствие разбавления его растворителем.

Процесс проникновения растворителя в раствор через полупроницаемую перегородку называется осмосом. Чем выше , тем ярче выражен осмос.
Осмос возникает и тогда, когда полупроницаемой перегородкой разделены растворы разной концентрации. По мере проникновения растворителя через полупроницаемую перегородку в раствор, с большей концентрацией объем последнего увеличивается. Поэтому, если поместить раствор в сосуд из полупроницаемой перепонки, присоединив к нему вертикальную трубку, как показано на рис 15, а затем опустить этот сосуд в растворитель, вследствие увеличения объема раствор будет подниматься вверх по трубке. Образующийся столб жидкости будет создавать определенной величины давление, которое в какой-то момент вызовет прекращение осмоса. Сила, уравновешивающая изнутри раствора давление этого столба жидкости, называется осмотическим давлением. Величина осмотического давления измеряется тем давлением извне, при котором осмос прекращается.

Рис. 15 . Прибор для наблюдения явления осмоса. 1 - сосуд с водой; 2 - полупроницаемая перепонка; 3 - трубка для наблюдения возникающего осмотического давления; 4 - раствор.

Стенки растительных и животных клеток представляют собой полупроницаемые перегородки, внутри которых находится протоплазма. Постоянно поддерживаемое в них обусловливает упругость клеток и тканей.

■ 62. При каких условиях возникает осмос?
63. Что такое ?
64. Какое значение имеет осмос для растительных и животных организмов?

Теория электролитической диссоциации

На рубеже XVIII и XIX веков, когда для исследования свойств веществ стали применять электрический ток, было обращено внимание на , что одни в водном растворе проводят электрический ток, а другие его не проводят. В дальнейшем назвал , водные растворы которых проводят электрический ток, электролитами. К их числу были отнесены щелочи, кислоты, соли. Вещества, растворы которых не проводили электрический ток, были названы неэлектролитами (сахар, спирт, бензол и другие органические вещества).
В настоящее время, когда стали известны типы химической связи, оказалось возможным объяснить такое различие в поведении веществ. Явление электропроводности веществ в водных растворах зависит от типа химической связи в молекулах как растворенного вещества, так и растворителя.
Молекула воды, как мы уже говорили, представляет собой диполь (см. стр. 32-34). Если в воде растворить вещество, молекула которого имеет ионный тип связи и потому кристаллическая решетка его тоже ионная, диполи воды ориентируются к положительным ионам своими отрицательными полюсами, а к отрицательным ионам - положительными полюсами (рис.16.а). Между ионами и диполями воды нарастают силы электростатического притяжения и возникают своеобразные связи, которые, в конце концов, расчленяют ионную кристаллическую решетку на отдельные ионы, окруженные диполями воды,

поэтому их называют гидротированными ионами. Примерно же происходит, если в воде растворяют вещество с полярными молекулами, например хлористый (см. рис. 16,б). Вместе с тем, если молекулы растворенного вещества построены по ковалентному неполярному типу связи, то никаких ионов в растворе не образуется, так как неполярные молекулы не испытывают со стороны молекул воды такого воздействия, как молекулы ионные и полярные. В основном по ковалентному неполярному типу построены молекулы большинства органических веществ. Поэтому органические вещества, как правило, не являются электролитами!

Рис. 16 . Схема диссоциации хлорида натрия в воде (а) и диссоциация полярных молекул HCl в воде (б)

Таким образом, электролитами могут быть только такие вещества, молекула которых построена по ионному, или полярному, типу связи атомов в молекуле. Помимо этого, молекулы растворителя также должны иметь полярное строен и е. Только при таких условиях можно ожидать распада молекул на ионы.
Распад молекул электролита на ионы под действием растворителя называется электролитической диссоциацией.
Определение электролитической диссоциации запишите в тетрадь.
Слово «диссоциация» означает «обратимый распад». Если раствор электролита упарить, то мы снова получим этот же электролит в том же количестве, что и до растворения, так как произойдет обратный процесс - моляризация.

■ 65. Чем отличается электролит от неэлектролита по типу химической связи и по поведению в растворе?
66. Почему для процесса электролитической диссоциации необходимо, чтобы растворитель имел дипольные молекулы, а электролит-ионный или полярный характер химической связи?
67. Почему вещества с неполярными молекулами не могут быть электролитами?
68. Сформулируйте, что такое электролитическая диссоциация. Выучите определение наизусть.
60. Чем отливается процесс моляризации от диссоциации?

Диссоциацию электролитов в растворе впервые объяснил в 1887 г. шведский ученый Арреннус. Он сформулировал основные положения теории, которая была им названа теорией электролитической диссоциации,
Основные положения этой теории следующие.

1 Все вещества, растворы которых проводят электрический ток (электролиты), под действием растворится распадаются на положительно и отрицательно заряженные частицы - ионы.
2. Если через раствор пропускать постоянный электрический ток, то положительно заряженные ионы будут двигаться к отрицательному полюсу - катоду, поэтому они называются катионами. Отрицательно заряженные ионы будут перемещаться к положительному полюсу - аноду, поэтому они называются анионами. Общий заряд катионов в растворе равен общему заряду анионов, поэтому раствор всегда бывает электронейтральным.
3. Ионы и атомы одних и тех же элементов весьма отличаются друг от друга по свойствам. Например, ионы меди имеют синюю окраску, которой обязан своим цветом медный купорос, а свободная - это металл красного цвета. Атомы натрия реагируют с водой, выделяя из нее и образуя щелочь, тогда как ионы натрия с водой практически не реагируют.
Ионы хлора бесцветны, неядовиты, не имеют цвета и запаха, что видно при рассматривании того же раствора хлористого натрия, а сам -это зеленовато-желтый
ядовитый газ с характерным резким запахом.
Запишите в тетрадь основные положения теории.
Для того чтобы при написании отличить атом от иона, у иона справа вверху указывают знак заряда и его величину. Например: атом натрия - Nа, а ион натрия - Na + (читается: «однозарядный катион натрия»); атом меди - Сu, а ион меди - Сu 2+ (читается: «двухзарядный катион меди»); атом алюминия - Аl, а ион алюминия - Аl 3+ (читается: «трехзарядный катион алюминия»), атом серы - S, а ион серы - S 2- ; (читается: «двухзарядный анион серы»), атом хлора Сl, а ион хлора Сl — , и т. д.

■ 70. Что такое ионы?
71. Чем ионы отличаются от нейтральных атомов?
72. Какие ионы называются катионами, какие-анионами и почему?
73. Как отличить в записи ион от нейтрального атома (приведите примеры)?
74. Назовите следующие ионы: Fe 2+ , Fe 3+ , К + , Вr — .

Диссоциация оснований, кислот и солей

Мы уже говорили, что на ионы могут распадаться только соединения, молекулы которых построены по ионному или полярному типу связи, рассматривая это на примере NaCl и НСl. Что касается неполярных молекул, то они в водных растворах на ионы не распадаются.
Однако нередко встречаются вещества, в молекулах которых наблюдаются оба типа связи, например в молекуле едкого натра NaOH металл связан с гидрок-силом ионной связью, а с кислородом — кова-лентной. В молекуле серной кислоты H 2 SО 4 водород с кислотным остатком связан полярной связью, а с кислородом - ковалентной неполярной. В молекуле нитрата алюминия Al(NO 3) 3 связан с кислотным остатком ионной связью, а атомы азота с атомами кислорода-ковалентной. В таких случаях распад молекулы на ионы происходит по месту ионной или полярной связи. Ковалентные связи остаются недиссоциированными.
Из сказанного следует, что ионами могут являться не только отдельные атомы, но и группы атомов. Например, гидроксил при диссоциации образует один анион ОН-, который так и называется гидроксил-ион. Кислотный остаток SO 4 образует двухзарядный анион - сульфат-ион. Заряд каждого иона определяется его валентностью.

Теперь можно рассмотреть, на какие ионы диссоциируют разные классы неорганических веществ. Подобно уравнениям химических реакций, уравнения диссоциации также можно записывать. Например, распад на ионы едкого натра записывают так:
NaOH = Na + + ОН —
Иногда вместо знака равенства в таких уравнениях ставят знак обратимости ⇄ чтобы показать, что диссоциация - процесс обратимый и при удалении растворителя может протекать в обратную сторону.
Гидроокись кальция диссоциирует так:
Са(ОН) 2 = Са 2+ + 2OН —
(индекс, указывающий число гидроксильных групп, становится коэффициентом).
Для проверки правильности записи следует подсчитать суммарный положительный заряд катионов и суммарный отрицательный заряд анионов. Они должны быть равны по абсолютной величине. В данном случае сумма положительных зарядов +2, а отрицательных -2. Из сказанного возникает определение оснований в свете теории электролитической диссоциации.

Основаниями являются такие электролиты, которые диссоциируют в растворе с образованием только катиона металла и анионов гидроксила.

Запишите определение оснований в тетрадь.

■ 75. Напишите уравнения диссоциации следующих оснований, проверив предварительно по таблице растворимости, являются ли они электролитами: гидроокись бария, гидроокись железа, гидроокись калия, гидроокись стронция, гидроокись цинка, гидроокись лития.
Распад на ионы кислот происходит там, где имеет место полярная связь, т. е. между атомом водорода и кислотным остатком.

Например, азотной кислоты выражается уравнением:
HNO 3 = Н + + NO 3 —
У двух- и более основных кислот диссоциация протекает ступенчато, например у Н 2 СO 3:
Н 2 СO 3 ⇄ Н + + НСО з — (первая ступень) НСО 3 ⇄ Н + + CO 2 3 — (вторая ступень)
Ступенчатую диссоциацию иногда изображают в виде непрерывного равенства.
Н 2 СO 3 ⇄ Н + + НСО 3 — ⇄ 2Н + + СO 2 3 —
При ступенчатой диссоциации распад по ступеням сильно уменьшается, а на последней ступени он обычно очень небольшой.
Таким образом, кислотами являются электролиты, диссоциирующие в растворах с образованием в качестве катионов только ионов водорода.

Запишите в тетрадь определение кислот.

■ 76. Напишите уравнения диссоциации следующих кислот: серной, фосфорной, сероводородной, сернистой, соляной. В случае двух- и более основных кислот уравнения пишите по ступеням.

Характер диссоциации оснований и кислот зависит от радиуса и заряда иона, образующего основание или кислоту.
Радиус иона Na + больше радиуса иона Н + , поэтому электронные оболочки кислорода сильнее притягивают ядро водорода, чем ядро натрия. Следовательно, при диссоциации быстрее должна разрываться связь Na-OН. Чем больше радиус иона, образующего гидроокись, при одном и том же заряде, тем легче происходит диссоциация.
В одной и той же подгруппе гидроокись металла большим зарядом атомного ядра и, следовательно, с большим ионным радиусом будет диссоциировать сильнее.

■ 77. Пользуясь периодической системой элементов Д. И. Менделеева, укажите, какое из оснований будет диссоциировать сильнее: Mg(OH) 2 или Sr(ОH) 2 . Почему?

В случае близких величин радиусов ионов, образующих гидроокись (или кислоту), характер диссоциации зависит от величины его заряда. Так, поскольку заряд иона кремния в кремниевой кислоте H 2 SiО 3 — Si(+4), а иона

хлора в хлорной кислоте НСlO 4 - Сl(+7), то последняя сильнее. Чем больше положительный заряд иона, тем сильнее он отталкивает положительный ион водорода. Происходит диссоциация по типу кислот.
Амфотерность бериллия (II период) объясняется своеобразным равновесием между силами отталкивания водородного иона и его притяжением ионом бериллия.

■ 78. Почему в III периоде периодической системы Д. И. Менделеева гидроокись магния проявляет основные свойства, гидроокись алюминия - амфотерные, а образует кислоту? Объясните это, сравнив заряды и радиусы ионов магния, алюминия, серы.

Поскольку в молекулах солей между атомами металла и кислотным остатком имеет место ионная связь, соли диссоциируют соответственно с образованием катионов металла я анионов кислотного остатка, например:
Al 2 (SO 4) 3 = 2Аl 3+ + 3SO 2 4 —
Исходя из этого, солями называют электролиты, образующие при диссоциации в качестве катионов ионы металла, а в качестве анионов — ионы кислотного остатка.

■ 79. Напишите уравнения диссоциации следующих средних солей: фосфата натрия, нитрата магния, хлорида алюминия, силиката калия, карбоната натрия, сульфида калия, нитрата меди (II), хлорида железа (III).

Диссоциация кислых, основных и других солей протекает несколько иначе, о чем будет сказано ниже.

Степень диссоциации

Электролитическая диссоциация - процесс обратимый. Следовательно, одновременно с образованием ионов идет противоположный процесс — соединение ионов в молекулы. Между ними устанавливается равновесие. Чем разбавленнее раствор, тем полнее происходит диссоциация. О полноте диссоциации судят по величине степени диссоциации, обозначаемой буквой α.
- это отношение числа диссоциированных молекул n к общему числу молекул N растворенного вещества, выраженное в процентах:

Формулу и определение степени диссоциации запишите в тетрадь

Другими словами, показывает, какой процент растворенных молекул распался на ионы.
В зависимости от степени диссоциации различают электролиты сильные и слабые. Чем больше , тем сильнее электролит.
По величине распада на ионы различают электролиты сильные, средние, слабые.
Сильные электролиты, например HNО 3 , НСl, H 2 SO 4 , едкие щелочи и все соли диссоциируют почти нацело (на 100%), Вместе с тем к сильным электролитам относят и те, у которых α > 30%, т. е. более 30% молекул распалось на ионы. Средние электролиты, например Н 3 РO 4 и H 2 SO 3 , имеют степень диссоциации в пределах от 2 до 30%. Слабые электролиты, например NH 4 OH, H 2 CO 3 , H 2 S диссоциируют плохо: α< 2%.
Сравнение степени диссоциации разных электролитов, производят в растворах одинаковой концентрации (чаще всего 0,1 н.), так как степень диссоциации сильно зависит от концентрации раствора.
На величину степени диссоциации влияет природа самого растворенного вещества, растворителя и ряд других внешних воздействий. Таким образом, когда говорят «сильная кислота» или «сильное основание», имеют в виду степень диссоциации вещества в растворе. В этом случае речь идет об этих веществах как электролитах. От степени диссоциации того или иного вещества зависит его поведение в химической реакции и ход самой реакции.

■ 80. Что характеризует степень диссоциации α?

81. Начертите в тетради таблицу:

На основании прочитанного текста приведите в каждой графе не менее двух примеров. 82. Что означают выражения «сильная кислота», «слабое основание»?

Реакции обмена между электролитами. Ионные уравнения

Поскольку электролиты в растворах распадаются на ионы, то и реакции электролитов должны происходить между ионами.
Взаимодействие ионов в растворе называется ионной реакцией.
Запишите формулировку в тетрадь.
С участием ионов могут протекать как обменные, так и окислительно-восстановительные реакции. Рассмотрим обменные реакции электролитов в растворе, например взаимодействие между двумя солями:
NaCl + AgNO 3 =AgCl↓ + NaNO 3
и как сильные электролиты диссоциируют на ионы:
NaCl ⇄ Na + + Cl —
AgNO 3 ⇄ Ag + + NO 3 —
поэтому левую часть равенства можно записать в таком виде: Na + + Cl — + Ag + + NO 3 — =
Рассмотрим полученные в результате реакции вещества: AgCl вещество нерастворимое, поэтому оно не будет диссоциировать на ионы, a NaNO 3 - соль растворимая, прекрасно диссоциирует на ионы по схеме
NaNO 3 ⇄ Na + + NO 3 —

NaNO 3 - сильный электролит, поэтому правая часть равенства пишется так:
… = Na + + NO 3 — + AgCl Уравнение в целом будет иметь следующий вид:
Na + + Cl — + Ag + + NO 3 — = Na + + NO 3 — + AgCl
Такое уравнение называется полным ионным уравнением. Сокращая в этом уравнении подобные члены, получаем сокращенное ионное уравнение
Ag + + Cl — = AgCl
Итак, последовательность составления ионного уравнения.
1. Написать в ионном виде формулы исходных продуктов (тех, которые диссоциируют).
2. Написать в ионном виде формулы полученных продуктов (тех, которые диссоциируют).
3. Проверить, совпадает ли по абсолютной величине общее число положительных и отрицательных зарядов ионов в левой части равенства, а затем в правой.
4. Проверить, совпадает ли число одноименных ионов в левой и правой части равенства (учитывая атомы, входящие в состав недиссоциирующего вещества).
На этом составление полного ионного уравнения заканчивается.
Запишите последовательность составления ионного уравнения в тетрадь.
5. Для составления сокращенного ионного уравнения следует найти в левой и правой частях уравнения подобные члены с одинаковыми знаками и исключить их из уравнения, а затем записать полученное сокращенное ионное уравнение.
Приведенное сокращенное ионное уравнение выражает сущность не только этой реакции. Напишем несколько уравнений реакций, например:
1) НСl + AgNO 3 = AgCl↓ + HNO 3
Н + + Cl — + Ag + + NO 3 — = H + + NO 3 — + AgCl↓

Ag + + Cl — = AgCl

2) BaCl 2 + 2AgNO 3 = Ba(NO 3) 2 + 2AgCl↓
Ba 2+ + 2Cl — + 2Ag + + 2NO 3 — = Ba 2+ + 2NO 3 — + 2AgCl↓
Ag + + Cl — = AgCl
3)AlCl 3 + 3AgNO 3 = Al(NO 3) 3 + 3AgCl↓
Al 3+ + 3Cl — + 3Ag + + 3NO 3 — = Al 3+ + 3NO 3 — + 3AgCl
Ag + + Cl — = AgCl
Во всех приведенных примерах сокращенное ионное уравнение получается одно и то же. Это обстоятельство играет очень важную роль в аналитической химии для качественного анализа.
Могут быть случаи, когда в результате реакции образуется (малодиссоциирующее вещество)
Са(ОН) 2 + 2НСl = СаСl 2 + 2Н 2 O
Са 2+ + 2OН — + 2Н + + 2Сl — = Са 2+ + 2Сl — + 2Н 2 O
H + + OH — = H 2 O
или выделяется газ
Na 2 CO 3 + 2HNO 3 = 2NaNO 3 + Н 2 О + CO2

2Na + + CO 2 3 — + 2H + + 2NO 3 — = 2Na + + 2NO 3 — + H 2 O + CO 2 ↓

2H + + CO 2 3 — = H 2 O + CO 2
Как известно, существуют условия протекания до конца реакций обмена: 1) если образуется осадок, 2) если выделяется газ и 3) если образуется . Все эти условия с позиции теории электролитической диссоциации можно сформулировать так: реакции обмена протекают до конца, если в результате реакции образуются недиссоциирующие или малодиссоцицрующие вещества.
В тех случаях, когда оба полученных вещества хорошо диссоциируют, реакция обратима, например:
2КСl + Na 2 SO 4 ⇄ 2NaCl + K 2 SO 4