Реакции в растворах электролитов
При растворении в воде кислоты, основания, соли под действием полярных молекул растворителя подвергаются электролитической диссоциации, распадаясь на положительно заряженные ионы – катионы и отрицательно заряженные ионы – анионы. Кислоты – электролиты, диссоциирующие в растворах с образованием катионов водорода Н+:
HRO Û Н+ + RO-. Основания – электролиты, диссоциирующие с образованием гидроксид-ионов ОН-: ROH Û R+ + OH-. Амфотерные электролиты могут диссоциировать как кислоты, и как основания:
Н+ + RO- Û ROH Û R+ + OH-. Амфотерность электролита объясняется малым различием связей между металлом и кислородом (R-O) и между кислородом и водородом (О-Н). К амфотерным электролитам относятся гидроксиды Al(OH)3, Zn(OH)2, Be(OH)2, Pb(OH)4, Sn(OH)2, Sn(OH)4, Cr(OH)3 и другие. Средние соли – электролиты , при диссоциации которых образуются катионы металлов (или аммония NH4+) и анионы кислотных остатков.
Диссоциация может протекать полностью или частично. Отношение числа продиссоциированных молекул к числу растворенных называют степенью диссоциации. В зависимости от величины степени диссоциации электролиты делятся на сильные и слабые.
Сильные электролиты практически полностью диссоциируют на ионы. К ними относятся кислоты: HCl, HBr, HI, HNO3, H2SO4, HClO4, HMnO4; основания щелочных и щелочноземельных металлов: LiOH, NaOH, KOH, RbOH, CsOH, Ca(OH)2, Sr(OH)2, Ba(OH)2; почти все соли.
Слабые электролиты диссоциируют на ионы в очень малой степени. К ним относятся: вода Н2О, неорганические кислоты (например, Н2СО3, Н2S, HNO2, HCN, HClO); многие органические кислоты (например, СН3СООН, НСООН); гидроксид аммония NH4OH, малорастворимые основания (например, Mg(OH)2, Fe(OH)2), амфотерные гидроксиды; некоторые соли (например, CdCl2, Mg(CN)2, HgCl2, Fe(SCN)3).
Уравнение процесса электролитической диссоциации сильного электролита записывают с указанием его практической необратимости: приводится лишь одна стрелка ®, направленная от молекулярной формы электролита к его ионам; уравнение диссоциации слабых электролитов записывают с указанием ее обратимости: Û.
Наличие электрических зарядов у ионов и совершаемые ими перемещения в растворе придают растворам электролитов высокую химическую активность. При смешивании растворов различных электролитов находящиеся в них ионы противоположного заряда могут ассоциировать в молекулы, комплексы или кристаллы нового вещества, в результате чего в растворе происходят химические реакции. Реакции, заключающиеся в обмене ионами между различными электролитами, называют реакциями ионного обмена. Реакции обмена протекают с очень высокими скоростями, так как реагенты уже находятся в активированном состоянии и химическое равновесие большинства процессов устанавливается быстро. Основным фактором, влияющим на смещение равновесия в растворах электролитов, является изменение концентрации ионов. Направление реакции обмена (смещение равновесия системы) определяется возможностью образования малодиссоциирующего, малорастворимого или газообразного соединения. В результате те или иные ионы выводятся из сферы взаимодействия в виде слабого электролита, осадка, газа, что приводит к более полному протеканию реакции.
Если среди исходных и образующихся веществ имеются малодиссоциированные или малорастворимые соединения, то равновесие системы смещается в сторону наиболее полного связывания ионов, т. е. в сторону наименее диссоциированного и наименее растворимого вещества.
Реакции обмена удобно выражать в виде ионно-молекулярных (ионных) уравнений, которые показывают сущность происходящих в растворах процессов. Эта форма записи отражает состояние веществ в растворе и их взаимодействие.
При составлении ионно-молекулярных уравнений (полных и сокращенных) формулы сильных электролитов записывают в виде ионов, так как именно в таком состоянии они находятся в растворе. Формулы слабых электролитов, газообразных и малорастворимых веществ записывают в виде молекул, независимо от того, являются ли они исходными веществами или продуктами реакции. Газообразные вещества или вещества, выпадающие в осадок, принято отмечать вертикальной стрелкой или ¯ (см. приложение 2).
Пример 1. Написать молекулярные и ионно-молекулярные уравнения реакций взаимодействия между водными растворами следующих веществ:
а) HCl и NaOH
Решение. Запишем уравнение реакции в молекулярном виде:
HCl + NaOH = NaCl + H2O
Учитывая, что HCl, NaOH и NaCl относятся к сильным электролитам, а H2O – к слабым, запишем полное ионно-молекулярное уравнение:
H++ Cl- + Na+ + OH- = Na+ + Cl- + H2O.
В ходе реакции ионы Na+ и Cl- не претерпевают изменений. Исключив эти ионы из левой и правой частей уравнения, получим сокращенное ионно-молекулярное уравнение:
H+ + OH- = H2O.
Таким образом, реакция между любой сильной кислотой и любым сильным основанием (реакция нейтрализации) сводится к образованию из ионов водорода и гидроксид-ионов молекулы слабого электролита – воды.
б) Pb(NO3)2 и Na2S
Молекулярное уравнение реакции:
Pb(NO3)2 + Na2S = PbS¯ + 2 NаNО3
Для написания полного ионно-молекулярного уравнения реакции запишем сильные электролиты (растворимые соли Pb(NO3)2, Na2S и NаNО3) в ионной форме, а нерастворимую соль (PbS) в молекулярной форме:
Pb2+ +2NO3- + 2Na+ + S2- = PbS¯ + 2 Nа+ +2NО3-
Ионы Na+ и NO3- не претерпевают изменений, поэтому исключим их из обеих частей уравнения.
Сокращенное ионно-молекулярное уравнение:
Pb2+ + S2- = PbS¯
Протекание реакции обусловлено образованием труднорастворимого вещества.
в) К2СО3 и H2SO4
К2СО3 + H2SO4 = К2SO4 + СО2 + H2O
Для написания ионно-молекулярного уравнения реакции запишем сильные электролиты (растворимые соли К2СО3, К2SO4 и H2SO4) в ионной форме, а СО2 (газообразное вещество) и Н2О (слабый электролит) – в молекулярной форме:
2К+ + СО32- + 2H+ + SO42- = 2К+ + SO42- + СО2 + H2O
СО32- + 2H+ = СО2 + H2O
Полученное сокращенное ионно-молекулярное уравнение показывает, что данная реакция протекает с образованием газообразного вещества и слабого электролита.
г) HNO2 + KOH
HNO2 + KOH = KNO2 + H2O
HNO2 + K+ + OH- = K+ + NO2- + H2O
HNO2 + OH- = NO2- + H2O
Протекание реакции обусловлено образованием молекул воды. Но так как азотистая кислота HNO2 – слабый электролит и сама является фактором, определяющим протекание обратной реакции, то в отличие от трех предыдущих случаев реакция является обратимой. Однако равновесие системы смещено в направлении протекания прямой реакции, так как вода является гораздо более слабым электролитом, чем азотистая кислота.
Пример 2. Составьте два различных уравнения в молекулярном виде, которым будет соответствовать уравнение в сокращенном ионно-молекулярном виде: Ni2+ + S2- = NiS¯.
Решение. Наличие катионов никеля и сульфид – анионов в левой части уравнения говорит о том, что взаимодействуют два сильных электролита – растворимые соли, состав которых может быть весьма разнообразным и одному ионно-молекулярному уравнению может соответствовать несколько молекулярных уравнений. Подписываем под символами ионов левой части данного уравнения такие ионы противоположного заряда, которые образовали бы с исходными ионами растворимые сильные электролиты. Затем такие же ионы записываем и под правой частью уравнения:
Ni2+ + S2- = NiS¯
2NО3- + 2К+ = 2NО3- + 2К+
Суммируя оба равенства, получаем полное ионно-молекулярное уравнение:
Ni2+ + 2NО3- + 2К+ + S2- = NiS¯ + 2NО3- + 2К+
Объединив ионы в формулы соединений, записываем уравнение в молекулярной форме:
Ni(NО3)2 + К2S = NiS¯ + 2КNО3
Подобрав другие подходящие ионы, получаем второе уравнение:
Ni2+ + S2- = NiS¯
2Cl- + Ba2+ = 2Cl- + Ba2+
NiCl2 + BaS = NiS¯ + BaCl2
Пример 3. Составьте молекулярные и ионно-молекулярные уравнения реакций взаимодействия амфотерного гидроксида цинка с азотной кислотой и гидроксидом натрия. Напишите уравнения диссоциации гидроксида цинка в кислой и щелочной средах.
Решение. Так как гидроксид цинка Zn(OH)2 амфотерен, то он способен вступать во взаимодействие и образовывать соли не только с кислотами, но и с основаниями.
При взаимодействии его с азотной кислотой получается нитрат цинка и вода:
Zn(OH)2 + 2HNO3 = Zn(NO3)2 + 2H2O
Zn(OH)2 + 2H+ = Zn2+ + 2H2O
При взаимодействии с гидроксидом натрия в водных растворах образуются комплексные соединения:
Zn(OH)2 + 2NaOH = Na2[Zn(OH)4]
Zn(OH)2 + 2OH- = [Zn(OH)4]2-
Уравнения диссоциации гидроксида цинка имеют вид:
(в кислой среде) (в щелочной среде)
Амфотерные гидроксиды диссоциируют и как основания и как кислоты. Прибавление кислоты смещает это равновесие влево, а прибавление щелочи – вправо. Поэтому в кислой среде преобладает диссоциация по типу основания, а в щелочной по типу кислоты. В обоих случаях связывание в молекулы воды ионов, образующихся при диссоциации малорастворимого амфотерного электролита, вызывает переход в раствор новых порций таких ионов, их связывание, переход в раствор новых ионов. Следовательно, растворение такого электролита происходит как в растворе кислоты, так и в растворе щелочи.
ЗАДАНИЯ
181.Составьте молекулярные и ионно-молекулярные уравнения реакций взаимодействия в растворах между: а) NaНСО3 и NaOH; б) К2SiO3 и HCl; в) BaCl2 и Na2SO4.
182. Составьте молекулярные и ионно-молекулярные уравнения реакций взаимодействия в растворах между: а) К2S и HCl; б) FeSO4 и (NH4)2S; в) Cr(OH)3 и KOН, учитывая, что гидроксид хрома (III) проявляет амфотерные свойства.
183. Составьте по два молекулярных уравнения реакций, которые выражаются ионно-молекулярными уравнениями:
а) Mg2+ + CO32- = MgCO3
б) Н+ + ОН- = Н2О
184. Какие из веществ: Al(OH)3; H2SO4; Ba(OH)2; Cu(NO3)2 – будут взаимодействовать с гидроксидом калия? Выразите эти реакции молекулярными и ионно-молекулярными уравнениями.
185.Составьте молекулярные и ионно-молекулярные уравнения реакций взаимодействия в растворах между: а) КНСО3 и КOH; б) Zn(OH)2 и NaOH; в) CaCl2 и AgNO3.
186. Составьте молекулярные и ионно-молекулярные уравнения реакций взаимодействия в растворах между: а) CuSO4 и H2S; б) BaCO3 и HNO3; в) FeCl3 и KOH.
187. Составьте по два молекулярных уравнения реакций, которые выражаются ионно-молекулярными уравнениями:
а) Cu2+ + S2- = CuS
б) SiO32- + 2Н+ = Н2SiО3
188. Составьте молекулярные и ионно-молекулярные уравнения реакций взаимодействия в растворах между: а) Sn(OH)2 и HCl; б) BeSO4 и KOH; в) NH4Cl и Ba(OH)2.
189. Какие из веществ КНSО4, CH3COOK, Ni(OH)2, Na2S , будут взаимодействовать с раствором серной кислоты? Выразите эти реакции молекулярными и ионно-молекулярными уравнениями.
190. Составьте молекулярные и ионно-молекулярные уравнения реакций взаимодействия в растворах между: а) Hg(NO3)2 и NaJ; б) H2SO4 и Na2S; в) Pb(OH)2 и KOH, учитывая, что гидроксид свинца (II) проявляет амфотерные свойства.
191. Составьте молекулярные уравнения реакций, которые выражаются ионно-молекулярными уравнениями:
а) CaCO3 + 2H+ = Ca2+ + H2O + CO2
б) Al(OH)3 + OH- = AlO2- + 2H2O
в) Pb2+ + 2J- = PbJ2
192. Составьте молекулярные и ионно-молекулярные уравнения реакций взаимодействия в растворах между: а) Cu(OH)2 и HNO3;
б) ZnOHNO3 и HNO3; в) Be(OH)2 и NaOH, учитывая, что гидроксид бериллия проявляет амфотерные свойства.
193. Составьте молекулярные и ионно-молекулярные уравнения реакций взаимодействия в растворах между: а) Na3PO4 и CaCl2; б) K2CO3 и BaCl2; в) Sn(OH)2 и KOH, учитывая, что гидроксид олова (II) проявляет амфотерные свойства.
194. Составьте молекулярные уравнения реакций, которые выражаются ионно-молекулярными уравнениями:
а) Fe(OH)3 + 3H+ = Fe3+ + 3H2O
б) Cо2+ + 2OH- = Cо(OH)2
в) H+ + NO2- = HNO2
195. Составьте молекулярные и ионно-молекулярные уравнения реакций взаимодействия в растворах между: а) CоS и HCl; б) Ba(OH)2 и CоCl2; в) Cr(OH)3 и NaOH, учитывая, что гидроксид хрома (III) проявляет амфотерные свойства.
196. Составьте молекулярные уравнения реакций, которые выражаются ионно-молекулярными уравнениями:
а) Zn2+ + H2S = ZnS + 2H+
б) HCO3- + H+ = H2O + CO2
в) Ag+ + Cl- = AgCl
197. Составьте молекулярные и ионно-молекулярные уравнения реакций взаимодействия в растворах между: а) H2SO4 и Ba(OH)2; б) FeCl3 и NaOH; в) CH3COONa и HCl.
198. Составьте молекулярные и ионно-молекулярные уравнения реакций взаимодействия в растворах между: а) CuCl2 и KOH; б) NiSO4 и (NH4)2S; в) MgCO3 и HNO3.
199. Составьте молекулярные уравнения реакций, которые выражаются ионно-молекулярными уравнениями:
а) Be(OH)2 + 2OH- = BeO22- + 2H2O
б) CН3COO- + H+ = CH3COOH
в) Ba2+ + SO42- = BaSO4
200. Какие из веществ: NaCl, NiSO4, Be(OH)2, NaHCO3 будут взаимодействовать с раствором гидроксида натрия, учитывая, что гидроксид бериллия проявляет амфотерные свойства. Выразите эти реакции молекулярными и ионно-молекулярными уравнениями.
Гидролиз солей
Гидролиз солей – процесс обменного взаимодействия ионов соли с водой, приводящий к образованию слабого электролита. Катион или анион соли (или оба вида ионов одновременно) могут связывать соответственно гидроксид анион ОН- или катион водорода Н+ воды (либо те и другие) с образованием малодиссоциирующего соединения (основания, кислоты, гидроксокатиона основной соли, гидроаниона кислой соли, малорастворимого соединения). При этом происходит смещение равновесия диссоциации воды и изменяется рН раствора. При связывании иона Н+ воды ионом соли в растворе накапливаются ионы ОН-, реакция среды будет щелочная, а при связывании ионов ОН- - накапливаются ионы Н+ и реакция среды будет кислая. Кислотность или щелочность среды характеризует водородный показатель рН, который равен отрицательному десятичному логарифму концентрации ионов водорода ( 
). В кислых растворах рН < 7, и чем меньше рН, тем более кислую среду имеет раствор. В щелочных растворах рН > 7, и чем больше рН, тем больше щелочность раствора. В нейтральной среде рН = 7.
Гидролизу в водных растворах подвергаются соли, содержащие катионы слабых оснований и анионы слабых кислот. Соли, содержащие катионы сильных оснований и анионы сильных кислот в водных растворах практически не гидролизуются, так как в системе имеется лишь один слабый электролит Н2О, поэтому отсутствует возможность связывания ионов Н+ и ОН- воды ионами соли.
Гидролиз солей – процесс обратимый, однако если продукты гидролиза покидают сферу реакции (выделяются в виде осадка или газа), то гидролиз протекает необратимо.
При составлении ионно-молекулярных уравнений реакции гидролиза следует: определить силу основания и кислоты, образующих данную соль; записать уравнение диссоциации соли и сделать вывод о том, какой ион (или ионы) гидролизуются; написать ионно-молекулярное уравнение гидролиза, учитывая, что вода – слабый электролит и что сумма зарядов должна быть одинаковой в обоих частях уравнения. Следует также учитывать, что гидролиз солей, образованных слабыми многоосновными кислотами и сильными основаниями (например, Na2S, K3PO4, Na2SO3, K2CO3) или солей, образованных слабыми многокислотными основаниями и сильными кислотами (например, Cu(NO3)2, CuCl2, AlCl3, ZnSO4) протекает ступенчато в соответствии с величиной заряда аниона или катиона. Но в обычных условиях практически протекает только первая ступень гидролиза, так как в результате ее образуется наиболее слабый электролит (гидроанион или гидроксокатион) из образующихся слабых электролитов по всем стадиям гидролиза. Также при первой стадии гидролиза в растворе создается значительная концентрация продуктов гидролиза – ионов ОН- или Н+, подавляющих следующие стадии гидролиза и смещая их равновесие, согласно принципу Ле - Шателье, практически нацело влево. При нагревании и разбавлении раствора гидролиз усиливается и становятся заметными следующие стадии гидролиза.
Пример 1. Составьте ионно-молекулярные и молекулярные уравнения гидролиза солей: а) KCN; б) Na2CO3; в) ZnSO4; г) NH4F; д) KCl. Определите реакцию среды растворов этих солей.
Решение. а) Цианид калия KCN – соль слабой одноосновной кислоты НCN и сильного основания КОН. При растворении в воде молекулы соли полностью диссоциируют: КСN ® K+ + CN-. Катионы K+ не могут связывать ионы ОН- воды, так как КОН – сильный электролит. Анионы CN – связывают ионы Н+ воды, образуя молекулы слабого электролита НCN. Соль гидролизуется по аниону. Ионно-молекулярное уравнение реакции гидролиза:
CN- + Н2О Û НCN + ОН- или в молекулярной форме:
KCN + Н2О Û НCN + КОН.
В результате гидролиза в растворе появляется избыток гидроксид - ионов ОН-, поэтому раствор KCN имеет щелочную реакцию (рН > 7).
б) Карбонат натрия Na2CO3 – соль слабой многоосновной кислоты Н2CO3 и сильного основания NaOH. При растворении в воде соль диссоциирует: Na2CO3 ® 2Na+ + СО 
. Катионы Na+ не могут связывать ионы ОН- воды в молекулы NaOH, так как NaOH – сильный электролит. Соль гидролизуется по аниону. Карбонат - анион СО связывает катион водорода одной молекулы воды в слабодиссоциирующий гидрокарбонат - ион НСО 
, который является более слабым электролитом, чем молекула Н2СО3. Поэтому при обычных условиях гидролиз практически протекает по первой ступени.
Ионно-молекулярное уравнение гидролиза:
CО32- + НОН Û НCО3- + ОН-
Образующиеся гидроксид – ионы обуславливают щелочную среду раствора, рН > 7.
Для составления уравнения в полной ионно-молекулярной форме приписываем противоионы Na+ в обе части уравнения:
2Na+ + CO3- + HOH Û Na+ + HCO3- + Na+ + OH-
Молекулярное уравнение гидролиза:
Na2CО3 + Н2О Û NaНCО3 + NaОН
В результате гидролиза образуются кислая соль NаHCO3 - гидрокарбонат натрия и основание NaOH.
в) Сульфат цинка ZnSO4 – соль слабого многокислотного основания Zn(OН)2 и сильной кислоты Н2SO4 . Соль в растворе диссоциирует: ZnSO4 ® Zn2+ + SO42-. Сульфат - анион SO42- не может связывать катионы водорода воды в молекулы Н2SO4, так как серная кислота – сильный электролит.
Гидролиз протекает по катиону Zn2+. Катион Zn2+, взаимодействуя с одной молекулой воды, связывает гидроксид – анион ОН- воды, образуя гидроксокатион цинка ZnОН+, который является более слабым электролитом, чем молекулы Zn(OH)2. Поэтому при обычных условиях гидролиз протекает практически по первой ступени.
Ионно-молекулярное уравнение гидролиза
Zn2+ + НОН Û ZnОН+ + Н+
Катионы водорода Н+ обуславливают кислую среду раствора (рН<7).
Приписываем противоионы SO42- и уравниваем по числу атомов элементов и числу зарядов левую и правую части уравнения
2Zn2+ + 2SO42- + 2HOH Û 2ZnOH+ + SO42- + 2H+ + SO42-
Молекулярное уравнение гидролиза:
2ZnSO4 + 2НОН Û (ZnОН)2SO4 + Н2SO4
В результате гидролиза по I ступени образуются основная соль (ZnОН)2SO4 - сульфат гидроксоцинка и серная кислота.
г) Фторид аммония NH4F – соль слабого основания NH4OH и слабой кислоты HF.
Гидролиз этой соли происходит и по катиону, и по аниону. При этом образуются слабое основание и слабая кислота.
Ионно-молекулярное уравнение гидролиза:
NH4+ + F - + H2О Û NH4ОН + HF
Молекулярное уравнение гидролиза:
NH4F + H2О Û NH4ОН + HF
Характер среды в этом случае определяется относительной силой образовавшихся слабой кислоты и слабого основания.
д) хлорид калия KCl – соль сильного основания KOH и сильной кислоты HCl.
Молекулярное уравнение реакции:
KCl + H2O Û KOH + HCl
Полное ионно-молекулярное уравнение:
K+ + Cl- + H2O Û K+ + OH- + H+ + Cl-
Сокращенное ионно-молекулярное уравнение:
H2O Û Н+ + OH-
Полученное уравнение показывает, что ни катион, ни анион соли гидролизу не подвергаются. Раствор этой соли имеет нейтральную реакцию среды, рН = 7.
Пример 2. При смешивании растворов Al(NO3)3 и K2CO3 каждая из солей гидролизуется необратимо до конца с образованием соответствующих основания и кислоты. Выразите этот совместный гидролиз ионно-молекулярным и молекулярным уравнениями.
Решение. Al(NO3)3 – соль сильной одноосновной кислоты и слабого многокислотного основания гидролизуется по катиону, а K2CO3 – соль сильного однокислотного основания и слабой двухосновной кислоты гидролизуется по аниону. Гидролиз этих солей обычно ограничивается первой ступенью:
Al3+ + НОН Û AlОН2+ + Н+
CO32- + НОН Û НCO3- + ОН-
При смешивании растворов этих солей ионы ОН- и Н+ образуют молекулы слабого электролита Н2О, что приводит к взаимному усилению гидролиза каждой из солей. При этом гидролитическое равновесие сдвигается вправо и гидролиз каждой из взятых солей идет необратимо до конца с образованием малорастворимого гидроксида алюминия Al(ОН)3 и Н2CO3 – неустойчивой кислоты, распадающейся на CO2 и Н2О.
Ионно-молекулярное уравнение:
2Al3+ + 3CO32- + 3Н2О = 2Al(ОН)3¯ + 3CO2
Молекулярное уравнение:
2Al(NO3)3 + 3K2CO3 + 3Н2О = 2Al(ОН)3¯ + 3CO2 +6КNO3.
ЗАДАНИЯ
201. Какие из солей KJ, Na2SO3, ZnSO4, NH4Cl подвергаются гидролизу? Составьте ионно-молекулярные и молекулярные уравнения гидролиза соответствующих солей. Укажите значение рН (>7<) растворов этих солей.
202. Составьте ионно-молекулярные и молекулярные уравнения гидролиза солей MnCl2, Na2CO3, Ca(NO3)2, NH4CH3COO. Какое значение рН (>7<) имеют растворы этих солей?
203. Какие из солей (NН4)2SО4, K2S, Pb(NO3)2, LiCl подвергаются гидролизу? Составьте ионно-молекулярные и молекулярные уравнения гидролиза соответствующих солей. Укажите значения рН (>7<) растворов этих солей.
204. Составьте ионно-молекулярные и молекулярные уравнения гидролиза солей Na2S , NH4NO3, FeSO4, CsBr. Какое значение рН (>7<) имеют растворы этих солей?
205. Составьте ионно-молекулярные и молекулярные уравнения гидролиза солей CH3COOK, ZnSO4, Na3PO4, KNO3. Какое значение рН (>7<) имеют растворы этих солей?
206. Составьте ионно-молекулярные и молекулярные уравнения гидролиза солей Li2S, AlCl3, (CH3COO)2Ba, NH4CN. Какое значение рН (>7<) имеют растворы этих солей?
207. Составьте ионно-молекулярные и молекулярные уравнения гидролиза солей Pb(NO3)2, Na2CO3, Na2SO4, KNO2. Какое значение рН (>7<) имеют растворы этих солей?
208. При смешивании растворов CrCl3 и Na2CO3 каждая из взятых солей гидролизуется необратимо до конца с образованием соответствующих основания и кислоты. Выразите этот совместный гидролиз ионно-молекулярными и молекулярными уравнениями.
209. Составьте ионно-молекулярные и молекулярные уравнения гидролиза солей Cs3PO4, CuSO4, NaCN, (NH4)2CO3. Какое значение рН (>7<) имеют растворы этих солей?
210. Составьте ионно-молекулярные и молекулярные уравнения гидролиза солей Al(NO3)3, Cs2CO3, LiBr, CH3COOK. Какое значение рН (>7<) имеют растворы этих солей?
211. При смешивании растворов К2S и CrCl3 каждая из взятых солей гидролизуется необратимо до конца с образованием соответствующих основания и кислоты. Выразите этот совместный гидролиз ионно-молекулярным и молекулярным уравнениями.
212. Какие из солей KNO3, Cr(NO3)3, (NH4)2S, Na3PO4 подвергаются гидролизу? Составьте ионно-молекулярные и молекулярные уравнения гидролиза соответствующих солей. Укажите значения рН (>7<) растворов этих солей.
213. Составьте ионно-молекулярные и молекулярные уравнения гидролиза солей Cs2CO3, NiCl2, NH4CH3COO, LiNO2. Какое значение рН (>7<) имеют растворы этих солей?
214. Какие из солей NaJ, CrCl3, K2SiO3, (NH4)2SO3 подвергаются гидролизу? Составьте ионно-молекулярные и молекулярные уравнения гидролиза соответствующих солей. Укажите значения рН (>7<) растворов этих солей.
215. Какие из солей NaBr, CH3COOК, Na2S, NiSO4 подвергаются гидролизу? Составьте ионно-молекулярные и молекулярные уравнения гидролиза соответствующих солей. Укажите значения рН (>7<) растворов этих солей.
216. При смешивании растворов Al2(SO4)3 и Na2S каждая из взятых солей гидролизуется необратимо до конца с образованием соответствующих основания и кислоты. Составьте ионно-молекуляные и молекулярные уравнения происходящего совместного гидролиза.
217. Составьте ионно-молекулярные и молекулярные уравнения гидролиза солей (NH4)2S, Cs2SiO3, Al2(SO4)3, NaCN. Какое значение рН (>7<) имеют растворы этих солей?
218. Составьте ионно-молекулярные и молекулярные уравнения гидролиза солей K3PO4, Mg(NO3)2, (NH4)2СO3, CH3COOLi. Какое значение
рН (>7<) имеют растворы этих солей?
219. Какие из солей K2CO3, FeCl3, K2SO4, NH4J подвергаются гидролизу? Составьте ионно-молекулярные и молекулярные уравнения гидролиза соответствующих солей. Укажите значения рН (>7<) растворов этих солей.
220. Составьте ионно-молекулярные и молекулярные уравнения гидролиза солей Al2(SO4)3, Na2S, NH4CN, KBr. Какое значение рН (>7<) имеют растворы этих солей?
КОНТРОЛЬНОЕ ЗАДАНИЕ 2