Поможем в ✍️ написании учебной работы

Имя

Поможем с курсовой, контрольной, дипломной, рефератом, отчетом по практике, научно-исследовательской и любой другой работой

Выберите тип работыЧасть дипломаДипломная работаКурсовая работаКонтрольная работаРешение задачРефератНаучно - исследовательская работаОтчет по практикеОтветы на билетыТест/экзамен onlineМонографияЭссеДокладКомпьютерный набор текстаКомпьютерный чертежРецензияПереводРепетиторБизнес-планКонспектыПроверка качестваЭкзамен на сайтеАспирантский рефератМагистерская работаНаучная статьяНаучный трудТехническая редакция текстаЧертеж от рукиДиаграммы, таблицыПрезентация к защитеТезисный планРечь к дипломуДоработка заказа клиентаОтзыв на дипломПубликация статьи в ВАКПубликация статьи в ScopusДипломная работа MBAПовышение оригинальностиКопирайтингДругое

Нажимая кнопку "Продолжить", я принимаю политику конфиденциальности

 

Вода – слабый амфотерный электролит. В незначительной степени подвергается электролитической диссоциации по схеме (без учёта гидратации ионов Н⁺):

Н₂О  Н⁺ + ОН^–

Применяя закон действующих масс можно записать выражение константы диссоциации:      

                     К_Д = [H⁺]·[OH^–] / [H₂O].

Из экспериментальных данных при 25⁰С К_Д = 1,86∙10^–16. Так как концентрация ионов воды очень мала, концентрацию недиссоциированной части молекул воды можно считать постоянной величиной равной:

[H₂O] = 1000/18 = 55,56 моль/л, где 18 – молярная масса воды, т.е. в 1л (массой 1000г) содержится 55,56 молей воды. Подставив эту величину в выражение К_Д, получим, так называемое, ионное произведение К_W :

К_W = К_д·[H₂O] = [H⁺]·[OH^–] = 1,86·10^–16·55,56 = 1·10^–14

Произведение  концентраций  ионов  водорода  и  гидроксид-ионов  называется  ионным  произведением  воды      К_W = [ H⁺]·[ OH^–].

K_W – величина постоянная, и при температуре 25^оС К_W = 10^–14. С повышением температуры ионное произведение воды возрастает, т.к. процесс диссоциации воды эндотермический (например, при 100^оС К_W = 74·10^–14). Ионное произведение воды даёт возможность вычислить концентрацию гидроксид-ионов для любого водного раствора, если известна концентрация ионов водорода, и наоборот.

Из уравнения электролитической диссоциации воды видно, что концентрации водородных и гидроксильных ионов в чистой воде равны: [H⁺] = [OH^–] = 10^–7 моль/л – среда нейтральная; если [H⁺] > 10^–7 – среда кислая и при [H⁺] < 10^–7 – среда щелочная.

 

Водородным    показателем    рН  называется    отрицательный  десятичный  логарифм  концентрации   ионов  водорода: pH = – lg [ H⁺].

Например, если [H⁺] = 10^–3 моль/л, то рН = 3, среда раствора – кислая; если [H⁺] = 10^–12 моль/л, то рН = 12, среда раствора – щелочная.

 

ШКАЛА ЗНАЧЕНИЙ pH

 

Качественно реакцию среды и рН водных растворов электролитов определяют с помощью  индикаторов – веществ, которые изменяют свой цвет в зависимости от среды растворов, т.е. рН раствора.

На практике применяют индикаторы: лакмус, метиловый оранжевый, фенолфталеин  и универсальный. Они изменяют свою окраску в малом интервале рН: лакмус – в интервале от 5,0 до 8,0; метилоранж – от 3,1 до 4,4 и фенолфталеин – от 8,2 до 10,0; универсальный индикатор можно использовать для качественного определения рН в широком интервале от 0 до 14.

РЕАКЦИИ ИОНОГО ОБМЕНА

Примеры решения задач

Пример 1.  ПР(РbSО₄) = 2,2.10^-8. Чему равна концентрация ионов Рb²⁺ и SО₄^2- в насыщенном растворе сульфата свинца и его растворимость, выраженная молярной и массовой концентрациями?

Решение.

В насыщенном растворе сульфата свинца существует гетерогенное равновесие: РbSО_{4 (т)}↔ Рb²⁺_(р-р) + SО₄^2-_(р-р)

                                х         х           х

ПР(РbSО₄)=

Растворимость бинарного электролита равна молярной концентрации каждого из его ионов:

s=х = = 1,5 10^-4 моль/л.

Растворимость соли, выраженная массовой концентрацией, равна :  s∙М= 1,5 ·10^-4 моль/л ·303 г/моль = 0,0455 г/л.

 

Пример 2.  Составьте уравнения реакций, протекающих в водных растворах, в молекулярной, ионной и сокращенной ионной формах: 1) между сульфидом натрия и сульфатом меди (II), 2) между гидроксидом железа (III) и соляной кислотой.

Решение.

 Решение задачи разобьем на этапы:

а) составляем уравнение реакции в молекулярной форме:                      Na₂S + CuSO₄ = CuS↓ + Na₂SO₄

б) составляем уравнение реакции в ионной форме, изобразив формулы растворимых сильных электролитов в виде ионов, на которые они диссоциируют практически полностью, а формулы остальных веществ (например, выпадающих в осадок или слабых электролитов) оставим без изменения:

2 Na⁺ +S^2- + Cu²⁺ + SO₄^2- = CuS↓ + 2Na⁺ + SO₄^2-

в) исключаем из правой и левой частей одинаковые количества одноименных ионов (они подчеркнуты);

г) записываем уравнение в сокращенной ионной форме:

                         S^2- + Cu²⁺ = CuS↓

2. а) составляем уравнение реакции в молекулярной форме:

       Fe(OH)₃ + 3 HCl = FeCl₃ + 3H₂O

б) составляем уравнение реакции в ионной форме, оставляя в виде молекул труднорастворимый гидроксид железа и воду, являющуюся слабым электролитом:

         Fe(OH)₃ ↓ + 3 H⁺ + 3 Cl^- = Fe³⁺ + 3 Cl^- + 3H₂O

в) исключаем из правой и левой частей одинаковые количества одноименных ионов (они подчеркнуты);

г) записываем уравнение в сокращенной ионной форме:

          Fe(OH)₃ ↓ + 3 H⁺ + = Fe³⁺ + 3H₂O

Пример 3. Вычислите концентрацию ионов СН₃СОО^- в растворе, 1 л которого содержит 0,1 моль СН₃СООН и            0,2 моль НCl, считая диссоциацию HCl полной.

Решение.

1. Напишем уравнение диссоциации уксусной кислоты:

                 СН₃СООН↔СН₃СОО^- + Н⁺                                   

2. Напишем выражение константы диссоциации уксусной кислоты:

3. Соляная кислота является сильной и диссоциирует полностью, поэтому [H⁺]=0,2

HCl↔H⁺ + Cl^-

4. Подставим все значения в выражение константы диссоциации уксусной кислоты:

[CH₃COO^-] = 9^.10^-6

Пример 4. Вычислите рН 1%-ного раствора уксусной кислоты. Плотность раствора принять равной 1.

Решение.

Вычислим молярную концентрацию уксусной кислоты, учитывая, что плотность раствора равна 1, тогда объем раствора равен массе и равен 100 мл:

Напишем уравнение диссоциации уксусной кислоты:

   х        х

СН₃СООН↔СН₃СОО^- + Н⁺                                   

 1 моль        1 моль

Напишем выражение константы диссоциации уксусной кислоты:

Подставим все значения в выражение константы диссоциации уксусной кислоты:

х = [ H ⁺ ] = 1,7^.10^-3

Вычислим значение рН:

рН = -lg[H+] = - lg 1,7^.10^-3= - (lg1,7 + lg10^-3) = 2,8

 

Контрольные задания

 

101. Составьте молекулярные и ионно-молекулярные уравнения реакций взаимодействия в растворах между:

а) CdCl₂ и K₂S;

б) КНSiО₃ и НСl.

102. Составьте молекулярные уравнения реакций, которые выражаются следующими ионно-молекулярными уравнениями:

а) Cu²⁺ + CO₃^2- = CuCO₃↓;

б) 2Н⁺ + 2NO₂^- = NO↑ + NO₂↑ + H₂O.

103. Какое из веществ (KHCO₃, CdSO₄ или K₃PO₄) будет взаимодействовать с KOH? Выразите эти реакции молекулярными и ионно-молекулярными уравнениями.

104. Составьте молекулярные и ионно-молекулярные уравнения реакций взаимодействия в растворах между:

а) KHCO₃ и H₂SO₄;

б) MgSO₄ и Na₃PO₄.

105. Составьте молекулярные уравнения реакций, которые выражаются следующими ионно-молекулярными уравнениями:

а) 3Bа²⁺ + 2РО₄^3- = Bа₃(РО₄)₂↓;

б) NH₄⁺ + OH^- = NH₄OH.

106. Какое из веществ: Zn(ОН)₂, CuSO₄ или K₂CrO₄ будет взаимодействовать с КОН? Выразите эти реакции молекулярными и ионно-молекулярными уравнениями.

 

107. Составьте молекулярные и ионно-молекулярные уравнения реакций взаимодействия в растворах между:

а) K₃BO₃ и HNO₃;

б) K₃PO₄ и CaCl₂.

 

108. Составьте молекулярные уравнения реакций, которые выражаются следующими ионно-молекулярными уравнениями:

а) SO₃^2- + 2H⁺ = H₂O + SO₂↑;

б) Hg²⁺ + 4Br^- = [HgBr₄]^2-.

109. Какое из веществ: KHCO₃, Cu(NO₃)₂ или Ca(OH)₂ будет взаимодействовать с HCl? Выразите эти реакции молекулярными и ионно-молекулярными уравнениями.

110. Составьте молекулярные и ионно-молекулярные уравнения реакций взаимодействия в растворах между:

а) AgNO₃ и ВаСl₂;

б) MnCl₂ и NH₄OH.

111. Составьте молекулярные уравнения реакций, которые выражаются следующими ионно-молекулярными уравнениями:

а) Cd²⁺ + 4NH₄OH = [Cd(NH₃)₄]²⁺ + 4 H₂O;

б) СО₃^2- + 2H⁺ = CO₂↑ + H₂O.

112. Какое из веществ: Na₂CO₃, BaCl₂ или Cu(NO₃)₂ будет взаимодействовать с H₂SO₄? Выразите эти реакции молекулярными и ионно-молекулярными уравнениями.

 

113. Составьте молекулярные и ионно-молекулярные уравнения реакций взаимодействия в растворах между:

а) ZnCl₂ и Na₂CO₃;

б) NaNO₂ и H₂SO₄.

114. Составьте молекулярные уравнения реакций, которые выражаются следующими ионно-молекулярными уравнениями:

а)Pb²⁺ + 2IO₃^- = PbIO₃↓;

б) NH₄OH + H⁺ = NH₄⁺ + H₂O.

115. Какое вещество: ZnSO₄, ZnCl₂ или К₂СrO₄ будет взаимодействовать с Pb(NO₃)₂? Выразите эти реакции молекулярными и ионно-молекулярными уравнениями.

116. Составьте молекулярные и ионно-молекулярные уравнения реакций взаимодействия в растворах между:

а) CH₃COOLi и H₂SO₄;

б) Na₂S и CoSO₄.

117. Составьте молекулярные уравнения реакций, которые выражаются следующими ионно-молекулярными уравнениями:

а) Mg²⁺ + 2OH^- = Mg(OH)₂↓;

б) Н⁺ + НСОО^- = НСООН.

118. Какое вещество: H₂SO₄, Mg(NO₃)₂ или Na₂CO₃ будет взаимодействовать с K₂SiO₃? Выразите эти реакции молекулярными и ионно-молекулярными уравнениями.

119. Составьте молекулярные и ионно-молекулярные уравнения реакций взаимодействия в растворах между:

а) HCOONa и H₂SO₄;

б) Bi(NO₃)₃ и K₃PO₄.

120. Составьте молекулярные уравнения реакций, которые выражаются следующими ионно-молекулярными уравнениями:

а) Сr³⁺ + 4OH^- = [Cr(OH)₄]^-;

б) 2Ag⁺ + CO₃^2- = Ag₂CO₃↓.

V. IX ГИДРОЛИЗ СОЛЕЙ

Водные растворы солей имеют разные значения рН и показывают различную реакцию среды – кислую, щелочную или нейтральную.

Например, водный раствор нитрата алюминия Al(NO₃)₃ имеет кислую среду (рН < 7), раствор карбоната натрия Na₂CO₃ – щелочную среду (рН > 7), растворы хлорида натрия NaCl и нитрита свинца Pb(NO₂)₂ – нейтральную среду (рН = 7). Эти соли не содержат в своем составе ионы водорода Н⁺ или гидроксид-ионы ОН^¯, которые определяют среду раствора. Изменение рН объясняется тем, что в водных растворах соли подвергаются гидролизу.

Гидролизом  соли  называется  взаимодействие  ионов  соли  с  водой, в  результате  которого  образуются  слабые  электролиты.

Например, раствор ацетата натрия CH₃COONa имеет щелочную реакцию среды. Эта соль, как сильный электролит, при растворении в воде полностью диссоциирует на ионы Na⁺ и СН₃СОО^–, которые взаимодействуют с Н⁺ и ОН^– – ионами воды. При этом ионы Na⁺ не могут связывать ионы ОН^– в молекулы, т.к. NaOH является сильным электролитом и существует в растворе только в виде ионов. В то же время ацетат-ионы связывают ионы Н⁺ с образованием молекул слабого электролита – уксусной кислоты, в результате чего новые молекулы Н₂О диссоциируют на Н⁺ и ОН^– – ионы. Эти процессы протекают до тех пор, пока не установится равновесие:

СН₃СОО^– + Н⁺  СН₃СООН ,      

            Н₂О  Н⁺ + ОН^–

Суммарное уравнение одновременно протекающих процессов имеет вид СН₃СОО^– + Н₂О  СН₃СООН + ОН^–

Это уравнение показывает, что в результате образования слабого электролита (уксусной кислоты) смещается ионное равновесие диссоциации воды и создается избыток ОН^– – ионов, а раствор приобретает щелочную реакцию. Применив к данному обратимому процессу закон действующих масс получим:

К = [CH₃COOH]∙[OH^–] / [CH₃COO^–]∙[H₂O]

Концентрация воды в растворе соли постоянна, поэтому [Н₂О] объединяем с К :

К∙[Н₂О] = [СН₃СООН]∙[ОН^–] / [СН₃СОО^–] = К_Г ,

где К_Г – константа гидролиза. Чем больше К_Г, тем сильнее соль подвергается гидролизу.

Гидролиз – процесс обратимый для многих солей. В состоянии равновесия только часть молекул соли гидролизуется. Количественно гидролиз характеризуется степенью гидролиза (h), выраженной в процентах.

Степень гидролиза равна отношению числа гидролизованных молекул соли к общему числу растворенных молекул:

h = (n / N)·100% ,

где: n – число молекул, подвергшихся гидролизу; N – общее число растворенных молекул соли.

Степень гидролиза можно выразить через ионное произведение воды К_W, концентрацию раствора С_м, константу диссоциации образующегося слабого электролита К_Э:

                              _____________

                     h ≈  √ К_W/С_м·К_Э.

Из этой зависимости видно, что степень гидролиза может увеличиться при:

1) увеличении  К_W, т.е. с повышением температуры; 2) уменьшении концентрации С_м (при разбавлении раствора); 3) уменьшении К_Э, т.е., чем слабее образующаяся при гидролизе кислота или основание, тем  выше  степень  гидролиза.   

Таким образом,  степень  гидролиза  зависит  от  природы  соли,  концентрации  раствора,  температуры.

Любую соль можно представить как продукт взаимодействия кислоты с основанием. Гидролизу подвергаются только те соли, в состав которых входят или ионы слабой кислоты, или ионы слабого основания. Если ионы растворённой соли не взаимодействуют с ионами воды, не смещают равновесия диссоциации её, то гидролизу соль не подвергается, при этом среда остается нейтральной.

Гидролизу не подвергаются соли, образованные сильными основаниями  и  сильными  кислотами  (NaCl, КNO₃, Na₂SO₄, KMnO₄ и др.).

Например,         NaCl + HOH  NaOH + HCl.

В ионной форме это уравнение будет иметь вид:

Na⁺ + Cl^– + HOH  Na⁺ + OH^– + H⁺ + Cl^–

или сокращенно    НОН  Н⁺ + ОН^–         

                                        рН = 7.

Гидролизу подвергаются следующие типы солей:

1. Соли,  образованные  сильным  основанием  и  слабой кислотой. Гидролиз  идет  по  аниону  и  обусловлен  связыванием  ионов  водорода  воды  в слабодиссоциируемую  кислоту  или  анион кислой соли:

NaCN + HOH  HCN + NaOH

в ионном виде          

 Na⁺ + CN^– + HOH  HCN + Na⁺ + OH^–

CN^– + HOH  HCN + OH^–      pH > 7.

Соли, образованные сильным основанием и слабой многоосновной кислотой? гидролизуются ступенчато, при этом получаются кислые соли. Например,

Na₂CO₃ + HOH  NaHCO₃ + NaOH

CO₃^2– + HOH  HCO₃^– + OH^–     pH > 7

Гидролиз по второй ступени протекает незначительно:

NaHCO₃ + HOH  H₂CO₃ + NaOH

HCO₃^– + HOH  H₂CO₃ + OH^–

2. Соли,  образованные  слабым  основанием  и  сильной  кислотой. Гидролиз  идет по катиону и обусловлен связыванием гидроксид-ионов воды в малодиссоциируемое  основание  или  катион основной соли. В растворе накапливаются  ионы  водорода,  среда  становится  кислой. Например:

NH₄Cl + HOH  NH₄OH + HCl

в ионном виде  

NH₄⁺ + Cl^– + HOH  NH₄OH + H⁺ + Cl^–

NH₄⁺+HOH  NH₄OH + H⁺       pH < 7

Гидролиз  солей  с  многозарядным  катионом  протекает  ступенчато  с  образованием,  как  правило,  основных  солей,  а  не  оснований. Например:

Al(NO₃)₃ + HOH  AlOH(NO₃)₂ + HNO₃ (1-я ступень)

в ионном виде 

Al³⁺ + HOH  AlOH²⁺ + H⁺       pH < 7

AlOH(NO₃)₂ + HOH  Al(OH)₂NO₃ + HNO₃ (2-я ступень)

AlOH²⁺ + HOH  Al(OH)₂⁺ + H⁺

Гидролиз по третьей ступени практически не протекает.

3.  Соли,  образованные  слабым  основанием  и  слабой  кислотой. Гидролиз протекает сильнее, т.к. их ионы – катион и анион одновременно связывают водородные Н⁺ и гидроксильные ОН^– ионы воды, сдвигая равновесие диссоциации её.

При гидролизе таких солей в зависимости от зарядности катиона и аниона могут быть получены следующие вещества:

а) слабое основание и слабая кислота (катион и анион однозарядные) –

CH₃COONH₄ + HOH  CH₃COOH + NH₄OH pH ≈ 7

в ионной форме   

CH₃COO^– + NH₄⁺ + HOH  CH₃COOH + NH₄OH

б) слабая кислота и основная соль (катион многозарядный) –

Al(CH₃COO)₃ + HOH  AlOH(CH₃COO)₂ + CH₃COOH

Al³⁺ + CH₃COO^– + HOH  AlOH²⁺ + CH₃COOH

в) слабое основание и кислая соль (анион многозарядный) –

(NH₄)₂S + HOH  NH₄HS + NH₄OH

NH₄⁺ + S^2– + HOH  HS^– + NH₄OH.

При гидролизе солей, образованных слабым основанием и слабой кислотой, реакция среды может быть нейтральной, если образующиеся кислота и основание одинаковы по силе, – слабокислой, если кислота сильнее основания, – слабощелочной, если основание сильнее кислоты.

В большинстве случаев гидролиз является обратимым процессом. Однако некоторые соли подвергаются необратимому (полному) гидролизу. К таким солям относятся соли, образованные слабым нерастворимым или летучим основанием  и слабой летучей или нерастворимой кислотой. Такие соли не могут существовать в водных растворах. К ним относятся: Al₂S₃ , Cr₂S₃ , Fe₂(CO₃)₃ , (NH₄)₂SiO₃ , Al(CN)₃ и др. Например, гидролиз сульфида алюминия Al₂S₃ протекает практически полностью до образования гидроксида алюминия Al(OH)₃ и сероводорода H₂S:

Al₂S₃ + 6 HOH → 2 Al(OH)₃ ↓ + 3 H₂S ↑

Здесь продукты гидролиза уходят из сферы реакции в виде осадка Al(OH)₃ и в виде газа H₂S; равновесие полностью смещается слева направо.

 

Примеры решения задач

Пример 1. Записать уравнение гидролиза солей: KCl, Na₂CO₃, Mn(NO₃)₂, CH₃COONH₄.

Какое значение рН ( >7, < 7 или ≈7) имеют растворы этих солей?

Решение.

1. Хлорид калия KCl – соль, образованная сильным основанием KOH и сильной кислотой HCl .Такие соли гидролизу не подвергаются, рН водного раствора =7.

 

2. Карбонат натрия Na₂CO₃ - соль, образованная сильным основанием NaOH и слабой кислотой H₂CO₃. Такие соли подвергаются гидролизу по аниону, в сокращенной ионной форме уравнение гидролиза запишется следующим образом:

               СО₃^2- + Н₂О ↔ НСО₃^- + ОН^-

Поскольку при гидролизе в свободном виде образуются ионы гидроксила, водный раствор данной соли имеет щелочную среду (рН>7).

Для записи полной ионной формы уравнения следует добавить в правую и левую части уравнения ионы Na⁺ , которые присутствуют в реакционной смеси, но участия в гидролизе не принимают:

  2 Na⁺ + СО₃^2- + Н₂О ↔ НСО₃^- + ОН^- + 2Na⁺

 

Объединив ионы в молекулы, получим молекулярную форму уравнения гидролиза:

     Na₂СО₃ + Н₂О ↔ NaНСО₃ + NaОН

В результате гидролиза образуется кислая соль NaНСО_3.

 

3. Нитрат марганца Mn(NO₃)₂ - соль, образованная слабым основанием Mn(OH)₂ и сильной кислотой HNO₃. Такие соли подвергаются гидролизу по катиону, в сокращенной ионной форме уравнение гидролиза запишется следующим образом:

                  Mn²⁺ + H₂O ↔MnOH⁺ + H⁺

Поскольку при гидролизе в свободном виде образуются ионы водорода, водный раствор данной соли имеет кислую среду (рН< 7).

Для записи полной ионной формы уравнения следует добавить в правую и левую части уравнения ионы NО₃^- , которые присутствуют в реакционной смеси, но участия в гидролизе не принимают:

               2NО₃^- +  Mn²⁺ + H₂O ↔MnOH⁺ + H⁺ + 2NО₃^-

Объединив ионы в молекулы, получим молекулярную форму уравнения гидролиза:

             Mn(NO₃)₂ + H₂O ↔MnOHNО₃ + HNО₃

В результате гидролиза образуется основная соль MnOHNО_3, гидроксонитрат марганца.

 

4. Ацетат аммония CH₃COONH₄ - соль, образованная слабым основанием NН₄OH и слабой уксусной кислотой CH₃COOH. Такие соли подвергаются гидролизу одновременно по катиону и по аниону, в сокращенной ионной форме уравнение гидролиза запишется следующим образом:

NH₄⁺ + CH₃COO^- + H₂O ↔ NH₄OH + CH₃COOH

Поскольку при гидролизе в свободном виде не образуются ни ионы водорода, ни ионы гидроксила водный раствор данной соли имеет близкую к нейтральной среду (рН≈7).

Уравнение гидролиза в молекулярной форме имеет вид:

CH₃COONH₄ + H₂O ↔ NH₄OH + CH₃COOH

 

Контрольные задания

121. Составьте молекулярные и ионные уравнения гидролиза солей Li₃PO₄, KCl, CoSO₄. Какое значение рН (рН ³7, рН £ 7) имеют растворы этих солей?

122. Составьте молекулярные и ионные уравнения гидролиза солей CuCl₂, KCN, Na₂ SO₄. Какое значение рН (рН ³7, рН £ 7) имеют растворы этих солей?

123. Составьте молекулярные и ионные уравнения гидролиза солей (NH₄)₂СO₃, МоSO₄, LiNO₃. Какое значение рН (рН ³7, рН £ 7) имеют растворы этих солей?

124. При смешивании растворов солей Cr₂(SO₄)₃ и Na₂SiO₃ каждая из солей гидролизуется необратимо до конца. Выразите этот процесс молекулярным и ионно-молекулярными уравнениями гидролиза.

125. Составьте молекулярные и ионные уравнения гидролиза солей NaCN, Pb(NO₃)₂, K₂SO₄. Какое значение рН (рН ³7, рН £ 7) имеют растворы этих солей?

126. Составьте молекулярные и ионные уравнения гидролиза солей Cr(NO₃)₃, NaNO₃, K₂SO₃. Какое значение рН (рН ³7, рН £ 7) имеют растворы этих солей?

127. При смешивании растворов солей Al(NO₃)₃ и K₂CO₃ каждая из солей гидролизуется необратимо до конца. Выразите этот процесс молекулярным и ионно-молекулярными уравнениями гидролиза.

128. Составьте молекулярные и ионные уравнения гидролиза солей ZnSO₄, Na₃PO₄, CsBr. Какое значение рН (рН ³7, рН £ 7) имеют растворы этих солей?

129. Составьте молекулярные и ионные уравнения гидролиза солей Bi(NO₃)₃, BaCl₂, Na₂SO₃. Какое значение рН (рН ³7, рН £ 7) имеют растворы этих солей?

130. При смешивании растворов солей AlCl₃ и Na₂SO₃ каждая из солей гидролизуется необратимо до конца. Выразите этот процесс молекулярным и ионно-молекулярными уравнениями гидролиза.

131. Составьте молекулярные и ионные уравнения гидролиза солей Al₂(SO₄)₃, KF, KI. Какое значение рН (рН ³7, рН £ 7) имеют растворы этих солей?

132. Составьте молекулярные и ионные уравнения гидролиза солей MnSO₄, KNO₃, NaF. Какое значение рН (рН ³7, рН £ 7) имеют растворы этих солей?

133. Составьте молекулярные и ионные уравнения гидролиза солей Сd(NO₃)₂, NaCl, KBrO. Какое значение рН (рН ³7, рН £ 7) имеют растворы этих солей?

134. При смешивании растворов солей Al₂(SO₄)₃ и K₂CO₃ каждая из солей гидролизуется необратимо до конца. Выразите этот процесс молекулярным и ионно-молекулярными уравнениями гидролиза.

135. Составьте молекулярные и ионные уравнения гидролиза солей NiCl₂, Na₃PO₄, NaCl. Какое значение рН (рН ³7, рН £ 7) имеют растворы этих солей?

136. Составьте молекулярные и ионные уравнения гидролиза солей Mn(NO₃)₂, K₂SiO₃, SrSO₄. Какое значение рН (рН ³7, рН £ 7) имеют растворы этих солей?

137. Составьте молекулярные и ионные уравнения гидролиза солей MgSO₄, Na₂CO₃, Ca(NO₃)₂. Какое значение рН (рН ³7, рН £ 7) имеют растворы этих солей?

138. Напишите молекулярные и ионно-молекулярные уравнения совместного гидролиза Hg(NO₃)₂ и K₂CO₃ .

139. Составьте молекулярные и ионные уравнения гидролиза солей NiSO₄, Na₂S, K₃AsO₄. Какое значение рН (рН ³7, рН £ 7) имеют растворы этих солей?

140. Составьте молекулярные и ионные уравнения гидролиза солей СdBr₂, K₃PO₄, LiI. Какое значение рН (рН ³7, рН £ 7) имеют растворы этих солей?