Електролітична дисоціація. Електроліти та неелектроліти.
На початку XIX століття для дослідження властивостей речовин почали використовувати електричний струм. Шведський фізик та хімік Сванте Арреніус досліджував здатність різноманітних розчинів проводити електричний струм
На підставі своїх досліджень Арреніус поділив речовини на два види: електроліти та неелектроліти. Речовини ______________________|______________________ ↓ ↓ Електроліти Неелектроліти Це речовини, розчини та Це речовини, розчини та розплави яких проводять розплави яких не проводять електричний струм ( луги, електричний струм ( кисень, кислоти, солі) метан, спирт, ацетон)
Арреніус відзначив, що до електролітів належать основи, кислоти та солі – речовини з йонними та ковалентними сильнополярними хімічними зв´язками. Вчений допустив, що під дією молекул води у розчині електроліти розпадаються на заряджені частинки – йони, які і є носіями електричного струму. Молекули води являють собою диполі з ковалентним полярним зв´язком. У разі потрапляння у воду речовини з йонним зв´язком, наприклад натрій хлориду NaCl, диполі води орієнтуються відносно йонів цієї речовини протилежно зарядженими полюсами. У результаті електростатичної взаємодії між йонами розчиненої речовини й молекулами води відбувається гідратація йонів, що послаблює зв´язок між ними, й призводить врешті до його руйнації.
NaCl ↔ Na + + Cl ― Утворюються два протилежно заряджені гідратовані йони: позитивно заряджений йон (катіон) Натрію та негативно заряджений йон (аніон) Хлору.
Електроліти з ковалентними полярними зв´язками ( наприклад, кислоти ) ще не містять у своєму складі йонів. У водному розчині під дією молекул води спочатку відбувається йонізація зв´язку, а вже подім його розпад на йони. Наприклад, для хлоридної кислоти:
Hδ+ Clδ– → H+ Cl – ↔ H+ + Cl–
Процес розпаду електролітів на йони у розчині або у розплаві називається електролітична дисоціація. Основні положення теорії електролітичної дисоціації сформулював у 1887 році шведський вчений Сванте Арреніус. Основні положення теорії електролітичної дисоціації: • дисоціація електролітів відбувається під дією полярних молекул розчинника ; • дисоціація – оборотний процес. Зворотний процес називається асоціацією ; • молекули, що дисоціюють, розпадаються на позитивно заряджені йони (катіони) та негативно заряджені йони (аніони). Заряд усіх катіонів дорівнює сумарному заряду всіх аніонів. • під дією електричного струму в розчині виникає спрямований рух йонів: катіонів – до катода, аніонів – до анода. Теорія електролітичної дисоціації є однією з основних наукових теорій сучасної хімії. За її створення Сванте Арреніус у 1901 році отримав Нобелівську премію.
Електролітична дисоціація кислот, основ та солей у водних розчинах.
Кислоти – це електроліти, що дисоціюють на катіон Гідрогену та аніон кислотного залишку. HCl ↔ H + + Cl – 6 HCl ↔ 6 H + + 6 Cl – HNO3 ↔ H + + NO3 – 2 HNO3 ↔ 2 H + + 2 NO3 – Багатоосновні кислоти дисоціюють по стадіях, відщеплюючи по одному йону H + : H2SO4 ↔ H + + HSO4 – ( 1 стадія) HSO4 – ↔ H + + SO4 2– ( 2 стадія) ——————————————— H2SO4 ↔ 2 H + + SO4 2– (підсумок)
3 H2SO4 ↔ 6 H + + 3 SO4 2– Усі кислоти мають спільний йон – катіон Гідрогену. Він зумовлює спільні для усіх кислот хімічні властивості.
Вправа. Напишіть рівняння електролітичної дисоціації для однієї та трьох молекул таких кислот: HBr, H2CO3, H3PO4.
Основи – це електроліти, що дисоціюють на катіон металу та аніон гідроксидної групи ОН – ( гідроксид-аніон). NaOH ↔ Na + + OH – 4 NaOH ↔ 4 Na + + 4 OH –
Ca(OH)2 ↔ Ca OH + + OH – ( 1 стадія) CaOH + ↔ Ca 2+ + OH – ( 2 стадія) ————————————————— Са(ОН)2 ↔ Са 2+ + 2 ОН – (підсумок) 5 Са(ОН)2 ↔ 5 Са 2+ + 10 ОН –
Вправа. Напишіть рівняння електролітичної дисоціації для однієї та п´яти частинок таких основ : KOH, NH4OH, Ba(OH)2.
Усі основи утворюють під час дисоціації спільний йон – гідроксид-аніон ОН –. Саме він зумовлює спільні хімічні властивості лугів.
Взагалі слід враховувати, що процес дисоціації відбувається після розчинення, тобто після переходу частинок у розчин. Тому нерозчинні та малорозчинні кислоти, основи та солі практично не утворюють йонів, адже їх складові частинки не переходять у розчин.
Н2SiO3 ≠> Cu(OH)2 ≠> BaSO4 ≠>
Перед тим, як скласти рівняння електролітичної дисоціації кислоти, основи або солі, треба переконатись за таблицею розчинності, що дана речовина дійсно розчинна у воді.
Вправа. Напишіть рівняння електролітичної дисоціації для однієї та шести частинок таких солей: KBr, Na2CO3, FeCl2, Al(NO3)3, ZnSO4, K3PO4, Cr2(SO4)3, Na2SiO3, K2S, Mg(NO3)2.
Вправа. Скласти рівняння електролітичної дисоціації для таких речовин: нітратна кислота, магній хлорид, калій гідроксид, карбонатна кислота, ферум (ІІІ) нітрат, кальцій гідроксид, натрій фосфат, купрум (ІІ) сульфат, калій карбонат, натрій сульфіт.
Ступінь електролітичної дисоціації. Сильні та слабкі електроліти.
Кількісно процес дисоціації речовин у розчині можна оцінити за ступенем електролітичної дисоціації. Ступінь електролітичної дисоціації – це відношення числа частинок речовини, що продисоціювали до загального числа частинок цієї речовини у розчині.
де α – ступінь електролітичної дисоціації ; Nдис. – число частинок речовини, що про дисоціювали ; Nзаг. – загальне число частинок речовини у розчині.
Залежно від значення ступеню електролітичної дисоціації електроліти поділяються на три види: 1. сильні електроліти ( α > 30% ). До них належать сильні кислоти ( HCl, HBr, HNO3, H2SO4 ), луги та солі. 2. електроліти середньої сили ( 3% < α < 30% ). Наприклад : H3PO4, HF. 3. слабкі електроліти ( α < 3% ). До них належать H2O, NH4OH, H2CO3, H2SO3, H2S, органічні кислоти та ін. ) Необхідно також враховувати, що такі слабкі електроліти як карбонатна кислота H2CO3, сульфітна кислота H2SO3, амоній гідроксид NH4OH є нестійкими сполуками, що розпадаються з утворенням води та газоподібної речовини.
Вправа. Обчисліть ступінь дисоціації електроліту, якщо відомо, що дисоціює у розчині молекул речовини:
а) 20 із 200; б) 10 із 800; в) 30 зі 100; г) 50 зі 150; д) 156 із 300.
Реакції обміну між розчинами електролітів. Йонні рівняння.
Якщо до розчину одного електроліту додати розчин іншого електроліту, відбувається процес обміну йонами, або реакціі йонного обміну. Наприклад, при змішуванні розчинів натрій хлориду та арґентум нітрату відбувається такий процес обміну йонами:
Утворений арґентум хлорид AgCl є нерозчинною у воді речовиною, і випадає в осад ( ↓ ). Враховуючи, що електроліти перебувають у розчині у вигляді йонів, складаємо йонне рівняння реакції: Na+ + Cl− + Ag+ + NO3 − → Na+ + NO3 − + AgCl ↓
Хімічну формулу арґентум хлориду AgCl зберігаємо у молекулярній формі, адже дана речовина нерозчинна у воді. Вилучивши з йонного рівняння однойменні йони, що присутні і у лівій, і у правій частинах ( а це йони Na+ та Cl− ) отримуємо скороченне йонне рівняння реакції:
Ag+ + Cl− → AgCl ↓
Таким чином, процес йонного обміну виражається молекулярним рівнянням , повним йонним рівнянням та скороченим йонним рівнянням.
При складанні йонних рівнянь хімічні формули сильних електролітів записуємо у йонній формі. Також враховуємо, що практично не дисоціюють, а тому не записуються у йонному вигляді хімічні формули таких речовин: 1) нерозчинні та малорозчинні сполуки ; 2) слабкі електроліти ( H2O , H2S , H2CO3 , H2SO3 , NH4OH та ін. ) Отже, для складання йонних рівнянь спочатку записують молекулярне рівняння реакції, наприклад: NaOH + HCl = NaCl + H2O. У другому рядку записуємо йонне рівняння. Для цього формули сильних електролітів потрібно записати в йонній формі. Для визначення сили електролітів можна користуватися таблицею розчинності, пам’ятаючи, що до сильних електролітів належать розчинні сполуки. Їхні формули записуємо в йонній формі. Вода є неелектролітом, тому її записуємо в молекулярній формі: Na+ + OH- + H+ + Cl- = Na+ + Cl- + H2O. Таке рівняння називається повним йонним рівнянням. У лівій і правій частинах йонного рівняння є однакові йони Na+ (натрій-плюс) і Cl– (хлор-мінус). Ці йони можна видалити з лівої та правої частин йонного рівняння, оскільки вони не беруть участі в реакції. Скорочуємо в лівій і правій частинах рівняння катіони Натрію та аніони Хлору — й одержуємо скорочене йонне рівняння. У ньому записані тільки ті частинки, які реально взаємодіють у розчині: Н+ + ОН- = Н2О .
Також при складанні йонних рівнянь враховуємо розкладання деяких слабких електролітів з утворенням води та газуватої сполуки. Карбонатна кислота H2CO3 розкладається на СО2 та Н2О , сульфітна кислота H2SO3 – на SO2 та Н2О , амоній гідроксид NH4OH – на NH3 та Н2О. Наприклад: Na2CO3 + 2 HNO3 → 2 NaNO3 + H2CO3 ↓ ↓ H2O CO2 2 Na+ + CO32- + 2 H+ + 2 NO3- → 2 Na+ + 2 NO3- + H2O + CO2 ↑ 2 H+ + CO32- → H2O + CO2 ↑ Реакції обміну в розчинах електролітів відбуватимуться до кінця, якщо один із продуктів реакції є неелектролітом. У цьому разі відбувається сполучення йонів, що утворюють неелектроліт, і вони виходять із сфери реакції. Це можливо, якщо в результаті реакції: 1) утворюється нерозчинна речовина (випадає осад), 2) виділяється газ, 3) утворюється вода або інший слабкий електроліт (Н2S, Н2СО3, Н2SО3). Якщо виконується хоча б одна з цих умов, реакція відбувається до кінця і є незворотною. Якщо ж ці умови не виконуються, то при змішуванні розчинів утворюється суміш йонів і реакція є зворотною. Для прогнозування можливості перебігу реакцій йонного обміну в розчинах електролітів слід використовувати таблицю розчинності
Електролітична дисоціація. Електроліти та неелектроліти.
ВідповістиВидалитиНа початку XIX століття для дослідження властивостей речовин почали використовувати електричний струм. Шведський фізик та хімік Сванте Арреніус досліджував здатність різноманітних розчинів проводити електричний струм
На підставі своїх досліджень Арреніус поділив речовини на два види: електроліти та неелектроліти.
Речовини
______________________|______________________
↓ ↓
Електроліти Неелектроліти
Це речовини, розчини та Це речовини, розчини та
розплави яких проводять розплави яких не проводять
електричний струм ( луги, електричний струм ( кисень,
кислоти, солі) метан, спирт, ацетон)
Арреніус відзначив, що до електролітів належать основи, кислоти та солі – речовини з йонними та ковалентними сильнополярними хімічними зв´язками. Вчений допустив, що під дією молекул води у розчині електроліти розпадаються на заряджені частинки – йони, які і є носіями електричного струму.
Молекули води являють собою диполі з ковалентним полярним зв´язком. У разі потрапляння у воду речовини з йонним зв´язком, наприклад натрій хлориду NaCl, диполі води орієнтуються відносно йонів цієї речовини протилежно зарядженими полюсами. У результаті електростатичної взаємодії між йонами розчиненої речовини й молекулами води відбувається гідратація йонів, що послаблює зв´язок між ними, й призводить врешті до його руйнації.
NaCl ↔ Na + + Cl ―
Утворюються два протилежно заряджені гідратовані йони: позитивно заряджений йон (катіон) Натрію та негативно заряджений йон (аніон) Хлору.
Електроліти з ковалентними полярними зв´язками ( наприклад, кислоти ) ще не містять у своєму складі йонів. У водному розчині під дією молекул води спочатку відбувається йонізація зв´язку, а вже подім його розпад на йони. Наприклад, для хлоридної кислоти:
Hδ+ Clδ– → H+ Cl – ↔ H+ + Cl–
Процес розпаду електролітів на йони у розчині або у розплаві називається електролітична дисоціація.
Основні положення теорії електролітичної дисоціації сформулював у 1887 році шведський вчений Сванте Арреніус. Основні положення теорії електролітичної дисоціації:
• дисоціація електролітів відбувається під дією полярних молекул розчинника ;
• дисоціація – оборотний процес. Зворотний процес називається асоціацією ;
• молекули, що дисоціюють, розпадаються на позитивно заряджені йони (катіони) та негативно заряджені йони (аніони). Заряд усіх катіонів дорівнює сумарному заряду всіх аніонів.
• під дією електричного струму в розчині виникає спрямований рух йонів: катіонів – до катода, аніонів – до анода.
Теорія електролітичної дисоціації є однією з основних наукових теорій сучасної хімії. За її створення Сванте Арреніус у 1901 році отримав Нобелівську премію.
Електролітична дисоціація кислот, основ та солей у водних розчинах.
ВідповістиВидалитиКислоти – це електроліти, що дисоціюють на катіон Гідрогену та аніон кислотного залишку.
HCl ↔ H + + Cl –
6 HCl ↔ 6 H + + 6 Cl –
HNO3 ↔ H + + NO3 –
2 HNO3 ↔ 2 H + + 2 NO3 –
Багатоосновні кислоти дисоціюють по стадіях, відщеплюючи по одному йону H + :
H2SO4 ↔ H + + HSO4 – ( 1 стадія)
HSO4 – ↔ H + + SO4 2– ( 2 стадія)
———————————————
H2SO4 ↔ 2 H + + SO4 2– (підсумок)
3 H2SO4 ↔ 6 H + + 3 SO4 2–
Усі кислоти мають спільний йон – катіон Гідрогену. Він зумовлює спільні для усіх кислот хімічні властивості.
Вправа. Напишіть рівняння електролітичної дисоціації для однієї та трьох молекул таких кислот: HBr, H2CO3, H3PO4.
Основи – це електроліти, що дисоціюють на катіон металу та аніон гідроксидної групи ОН – ( гідроксид-аніон).
NaOH ↔ Na + + OH –
4 NaOH ↔ 4 Na + + 4 OH –
Ca(OH)2 ↔ Ca OH + + OH – ( 1 стадія)
CaOH + ↔ Ca 2+ + OH – ( 2 стадія)
—————————————————
Са(ОН)2 ↔ Са 2+ + 2 ОН – (підсумок)
5 Са(ОН)2 ↔ 5 Са 2+ + 10 ОН –
Вправа. Напишіть рівняння електролітичної дисоціації для однієї та п´яти частинок таких основ : KOH, NH4OH, Ba(OH)2.
Усі основи утворюють під час дисоціації спільний йон – гідроксид-аніон ОН –. Саме він зумовлює спільні хімічні властивості лугів.
Солі – це електроліти, що дисоціюють на катіон металу та аніон кислотного залишку.
ВідповістиВидалитиNaCl ↔ Na + + Cl ―
3 NaCl ↔ 3 Na + + 3 Cl ―
K2SO4 ↔ 2 K + + SO4 2–
2 K2SO4 ↔ 4 K + + 2 SO4 2–
BaCl2 ↔ Ba 2+ + 2 Cl –
4 BaCl2 ↔ 4 Ba 2+ + 8 Cl –
Cu(NO3)2 ↔ Cu 2+ + 2 NO3–
5 Cu(NO3)2 ↔ 5 Cu 2+ + 10 NO3–
Fe2(SO4)3 ↔ 2 Fe 3+ + 3 SO42–
3 Fe2(SO4)3 ↔ 6 Fe 3+ + 9 SO42–
Cолі амонію під час дисоціації утворюють катіон амонію NH4 + :
NH4NO3 ↔ NH4 + + NO3 –
(NH4)2SO4 ↔ 2 NH4 + + SO4 2–
Взагалі слід враховувати, що процес дисоціації відбувається після розчинення, тобто після переходу частинок у розчин. Тому нерозчинні та малорозчинні кислоти, основи та солі практично не утворюють йонів, адже їх складові частинки не переходять у розчин.
Н2SiO3 ≠>
Cu(OH)2 ≠>
BaSO4 ≠>
Перед тим, як скласти рівняння електролітичної дисоціації кислоти, основи або солі, треба переконатись за таблицею розчинності, що дана речовина дійсно розчинна у воді.
Вправа. Напишіть рівняння електролітичної дисоціації для однієї та шести частинок таких солей: KBr, Na2CO3, FeCl2, Al(NO3)3, ZnSO4, K3PO4, Cr2(SO4)3, Na2SiO3, K2S, Mg(NO3)2.
Вправа. Скласти рівняння електролітичної дисоціації для таких речовин: нітратна кислота, магній хлорид, калій гідроксид, карбонатна кислота, ферум (ІІІ) нітрат, кальцій гідроксид, натрій фосфат, купрум (ІІ) сульфат, калій карбонат, натрій сульфіт.
Ступінь електролітичної дисоціації. Сильні та слабкі електроліти.
ВідповістиВидалитиКількісно процес дисоціації речовин у розчині можна оцінити за ступенем електролітичної дисоціації.
Ступінь електролітичної дисоціації – це відношення числа частинок речовини, що продисоціювали до загального числа частинок цієї речовини у розчині.
де α – ступінь електролітичної дисоціації ;
Nдис. – число частинок речовини, що про дисоціювали ;
Nзаг. – загальне число частинок речовини у розчині.
Залежно від значення ступеню електролітичної дисоціації електроліти поділяються на три види:
1. сильні електроліти ( α > 30% ). До них належать сильні кислоти ( HCl, HBr, HNO3, H2SO4 ), луги та солі.
2. електроліти середньої сили ( 3% < α < 30% ). Наприклад : H3PO4, HF.
3. слабкі електроліти ( α < 3% ). До них належать H2O, NH4OH, H2CO3, H2SO3, H2S, органічні кислоти та ін. )
Необхідно також враховувати, що такі слабкі електроліти як карбонатна кислота H2CO3, сульфітна кислота H2SO3, амоній гідроксид NH4OH є нестійкими сполуками, що розпадаються з утворенням води та газоподібної речовини.
Вправа. Обчисліть ступінь дисоціації електроліту, якщо відомо, що дисоціює у розчині молекул речовини:
а) 20 із 200;
б) 10 із 800;
в) 30 зі 100;
г) 50 зі 150;
д) 156 із 300.
В кожному випадку зазначте силу електроліту.
Реакції обміну між розчинами електролітів. Йонні рівняння.
ВідповістиВидалитиЯкщо до розчину одного електроліту додати розчин іншого електроліту, відбувається процес обміну йонами, або реакціі йонного обміну. Наприклад, при змішуванні розчинів натрій хлориду та арґентум нітрату відбувається такий процес обміну йонами:
Молекулярне рівняння реакції:
NaCl + AgNO3 → NaNO3 + AgCl ↓
Утворений арґентум хлорид AgCl є нерозчинною у воді речовиною, і випадає в осад ( ↓ ).
Враховуючи, що електроліти перебувають у розчині у вигляді йонів, складаємо йонне рівняння реакції:
Na+ + Cl− + Ag+ + NO3 − → Na+ + NO3 − + AgCl ↓
Хімічну формулу арґентум хлориду AgCl зберігаємо у молекулярній формі, адже дана речовина нерозчинна у воді.
Вилучивши з йонного рівняння однойменні йони, що присутні і у лівій, і у правій частинах ( а це йони Na+ та Cl− ) отримуємо скороченне йонне рівняння реакції:
Ag+ + Cl− → AgCl ↓
Таким чином, процес йонного обміну виражається молекулярним рівнянням , повним йонним рівнянням та скороченим йонним рівнянням.
При складанні йонних рівнянь хімічні формули сильних електролітів записуємо у йонній формі. Також враховуємо, що практично не дисоціюють, а тому не записуються у йонному вигляді хімічні формули таких речовин:
ВідповістиВидалити1) нерозчинні та малорозчинні сполуки ;
2) слабкі електроліти ( H2O , H2S , H2CO3 , H2SO3 , NH4OH та ін. )
Отже, для складання йонних рівнянь спочатку записують молекулярне рівняння реакції, наприклад:
NaOH + HCl = NaCl + H2O.
У другому рядку записуємо йонне рівняння. Для цього формули сильних електролітів потрібно записати в йонній формі. Для визначення сили електролітів можна користуватися таблицею розчинності, пам’ятаючи, що до сильних електролітів належать розчинні сполуки. Їхні формули записуємо в йонній формі. Вода є неелектролітом, тому її записуємо в молекулярній формі:
Na+ + OH- + H+ + Cl- = Na+ + Cl- + H2O.
Таке рівняння називається повним йонним рівнянням.
У лівій і правій частинах йонного рівняння є однакові йони Na+ (натрій-плюс) і Cl– (хлор-мінус). Ці йони можна видалити з лівої та правої частин йонного рівняння, оскільки вони не беруть участі в реакції. Скорочуємо в лівій і правій частинах рівняння катіони Натрію та аніони Хлору — й одержуємо скорочене йонне рівняння. У ньому записані тільки ті частинки, які реально взаємодіють у розчині:
Н+ + ОН- = Н2О .
Також при складанні йонних рівнянь враховуємо розкладання деяких слабких електролітів з утворенням води та газуватої сполуки. Карбонатна кислота H2CO3 розкладається на СО2 та Н2О , сульфітна кислота H2SO3 – на SO2 та Н2О , амоній гідроксид NH4OH – на NH3 та Н2О. Наприклад:
ВідповістиВидалитиNa2CO3 + 2 HNO3 → 2 NaNO3 + H2CO3
↓ ↓
H2O CO2
2 Na+ + CO32- + 2 H+ + 2 NO3- → 2 Na+ + 2 NO3- + H2O + CO2 ↑
2 H+ + CO32- → H2O + CO2 ↑
Реакції обміну в розчинах електролітів відбуватимуться до кінця, якщо один із продуктів реакції є неелектролітом. У цьому разі відбувається сполучення йонів, що утворюють неелектроліт, і вони виходять із сфери реакції. Це можливо, якщо в результаті реакції:
1) утворюється нерозчинна речовина (випадає осад),
2) виділяється газ,
3) утворюється вода або інший слабкий електроліт (Н2S, Н2СО3, Н2SО3).
Якщо виконується хоча б одна з цих умов, реакція відбувається до кінця і є незворотною. Якщо ж ці умови не виконуються, то при змішуванні розчинів утворюється суміш йонів і реакція є зворотною.
Для прогнозування можливості перебігу реакцій йонного обміну в розчинах електролітів слід використовувати таблицю розчинності
Вправа. Складіть молекулярні, повні та скорочені йонні рівняння реакцій обміну між розчинами речовин:
ВідповістиВидалити1) натрій сульфатом і барій хлоридом.
2) натрій хлоридом і аргентум(І) нітратом.
3) калій карбонатом і хлоридною кислотою.
4) кальцій карбонатом і нітратною кислотою.
5) барій гідроксидом і хлоридною кислотою.
6) калій гідроксидом і сульфатною кислотою.
7) магній гідроксидом і бромідною кислотою.
8) купрум (ІІ) хлоридом і натрій ортофосфатом.
9) барій гідроксидом і сульфатною кислотою.
10) натрій сульфідом і хлоридною кислотою.
11) ферум (ІІІ) сульфатом і калій гідроксидом
12) натрій сульфітом і бромідою кислотою.
13) цинк нітратом і калій карбонатом.
14) калій сульфатом і натрій нітратом.
15) арґентум нітратом і калій ортофосфатом.
16) калій сульфідом і купрум (ІІ) хлоридом.
17) натрій гідроксидом і ортофосфатною кислотою.
18) ферум (ІІ) сульфатом і хлоридною кислотою.
19) калій сульфітом і сульфатною кислотою.
20) натрій карбонатом і нітратною кислотою.
Вправа. Складіть повне молекулярне рівняння реакції, протікання якої виражається таким скороченим йонним рівнянням:
1) Н+ + ОН- → H2O
2) Ba2+ + SO42- → BaSO4 ↓
3) Fe 3+ + 3 OH- → Fe(OH) 3 ↓
4) 3Ca2+ + 2PO43- → Ca3(PO4)2 ↓
5) 2H+ + CO32- → H2O + CO2 ↑
6) 2H+ + S2- → H2S ↑
Вправа. Серед запропонованих рівнянь виберіть ті, що відбуваються. Написати повні і скорочені йонні рівняння реакцій.
1. 3.
Ba(OH)2 + HCl = Na2SO3 + H2SO4 =
2. 4.
NaCl + KNO3 = BaCl2 + H2SO4