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⁺ + S^{2 -} = PbS¯ + 2 Nа⁺ +2NО₃ ^-

Ионы Na⁺ и NO₃^- не претерпевают изменений, поэтому исключим их из обеих частей уравнения.

Сокращенное ионно-молекулярное уравнение:

Pb²⁺ + S^{2 -} = 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⁺ + СО₃^2- + 2H⁺ + SO₄^{2 -} = 2К⁺ + SO₄^{2 -} + СО₂­ + H₂O

СО₃^{2 -} + 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⁺ + S^{2 -} = 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⁺ + S^{2 -} = NiS¯

2NО₃ ^- + 2К⁺ = 2NО₃ ^- + 2К⁺

Суммируя оба равенства, получаем полное ионно-молекулярное уравнение:

Ni²⁺ + 2NО₃ ^- + 2К⁺ + S^{2 -} = 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⁺ + S^{2 -} = 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⁺ + CO₃^{2 -} = 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⁺ + S^{2 -} = CuS

б) SiO₃^2- + 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 ^- = BeO₂^2- + 2H₂O

б) CН₃COO ^- + H⁺ = CH₃COOH

в) Ba²⁺ + SO₄^{2 -} = 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:

CО₃^{2 -} + 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⁺ + SO₄^2-. Сульфат - анион SO₄^2- 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 SO₄^2- и уравниваем по числу атомов элементов и числу зарядов левую и правую части уравнения

2Zn²⁺ + 2SO₄^2- + 2HOH Û 2ZnOH⁺ + SO₄^2- + 2H⁺ + SO₄^2-

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⁺

CO₃^2- + 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⁺ + 3CO₃^2- + 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