|
|
Е. А. Кай городова, Д. В. Гавриленко, на. Макарова Краснодар Кубгау, 2020. 201 с 9785907346383 в учебном пособии кратко изложен теоретический материал по основным разделам современной неорганической
д
), или константой ионизации. Если электролит диссоциирует ступенчато, то кажда ступень диссоции характеризуется своей константой, причем всегда К
д 1
> К
д 2
, те. диссоциация по первой ступени всегда больше вторичной.
Константа диссоциации характеризует способность электролитов диссоциировать на ионы, чем ее значение больше, тем легче электролит распадается на ионы, следовательно, тем его ионов больше в растворе, а значит тем сильнее электролит. Зависимость между концентрацией слабого электролита (смоль ли степенью его диссоциации (α) выражается законом разбавления Оствальда:
К
д
= с – α). Учитывая, что в растворах слабых электролитов степень диссоциации ничтожно мала и величина (1-α) практически равна единице, то для таких растворов математическое выражение закона Оствальда можно представить в виде с К
д или α = √К
д
/с.
37 Диссоциация кислот, оснований, амфотерных гидроксидов и солей вводных растворах В свете теории электролитической диссоциации можно описать свойства кислот, оснований и солей. Кислоты – электролиты, при диссоциации которых в качестве катионов образуются только катионы водорода (протоны Н Н+ Br
-
Основностъ кислоты определяется количеством катионов водорода, которые образуются при диссоциации. Так, при диссоциации одноосновных кислот образуется один катион водорода двух- и трехосновных – образуются соответственно два и три катиона водорода. Одноосновные кислоты диссоциируют в одну ступень. Двух, трех- и более основные кислоты диссоциируют ступенчато (постепенно, например НОН+ НО первая ступень) Н Н + НAsO
2-
4
(вторая ступень)
НAsО
2-
4
Н + AsО
З-
4
(третья ступень) Диссоциация многоосновных кислот протекает главным образом по первой ступени, в меньшей степени по второй ив совсем незначительной степени – по третьей. Поэтому вводном растворе, например, мышьяковой кислоты наряду с молекулами НО имеются ионы (в последовательно уменьшающихся количествах) НО, НО и AsО
3-
4
Основания – электролиты, при диссоциации которых в качестве анионов образуются только гидроксид-ионы:
NaOH
Na
+
+ OH
-
; NH
4
OH
NH
+
4
+ OH
- Растворимые вводе основания называются щелочами, их образуют щелочные и щелочноземельные металлы. Это такие основания как LiOH, ОН, КОН, ОН, СОН, ОН и
Са(ОН)
2
, ОН, Ва(ОН)
2
, Rа(ОН)
2
. Большинство оснований образуемых другими металлами вводе малорастворимы. Кислотность основания определяется количеством гидроксильных групп (гидроксогрупп). Однокислотные основания диссоциируют в одну ступень, например
38
LiOH
Li
+
+ Двух- и более кислотные основания диссоциируют ступенчато
Вa(ОН)
2
ВаОН
+
+ OH
-
(первая ступень
ВaOH
+
Вa
2+
+OH
-
(вторая ступень. Однако имеются электролиты, при диссоциации которых одновременно образуются катионы водорода и гидроксид-ионы. Эти электролиты называются амфотерными или амфолитами. К ним относятся вода, гидроксиды цинка, свинца, олова, алюминия, хрома и ряд других веществ. Вода, например, диссоциирует на ионы Ни ОН (в незначительных количествах Н НОН- Следовательно, у нее в равной мере выражены и кислотные свойства, обусловленные наличием катионов водорода Нище- лочные свойства, обусловленные наличием ионов ОН
-
В общем виде диссоциацию амфолитов можно представить
3H
+
+ RO
3 3-
R(OH)
3
R
3+
+ 3OH
-
Диссоциацию амфотерного гидроксида олова Sn(ОН)
2
можно выразить уравнением ОН + Sn
2+
ОН Н + SnO
2 Соли – электролиты, диссоциирующие вводном растворена катионы основных остатков и анионы кислотных остатков. Средние и двойные соли диссоциируют в одну ступень, например
(NH
4
)
2
SO
3 2NH
+
4
+ SO
2-
3
; К К + PO
3-
4
;
KNaSO
4
K
+
+ Na
+
+ SO
4 2- Кислые, основные и комплексные соли диссоциируют ступенчато, у первых вначале отщепляются ионы металлов, а затем катионы водорода (протоны, например К
K
+
+ HSO
-
4
(перваяступень);
HSO
-
4
H
+
+SO
2-
4 вторая ступень.
39 У основных солей вначале отщепляются кислотные остатки, а затем гидроксид-ионы:
Са(OH)Cl
Са(OH)
+
+Cl
-
(первая ступень
Са(OH)
+
Са
2+
+OH
- вторая ступень. Комплексные соли диссоциируют на внешнюю и комплексную сферы по типу сильных электролитов, комплексный ион, образовавшийся в результате диссоциации далее может диссоциировать по типу слабого электролита, например С+
+ 2Cl
─
;
[Cu(NH
3
)
4
]
2+
Cu
2+
+ 4NH
3 Смещение ионных равновесий Равновесие в растворах слабых электролитов между ионами и недиссоциированными молекулами, сохраняется неизменным, до тех пор, пока внешние условия остаются постоянными. Изменение условий влечет за собой смещение ионного равновесия. По закону Оствальда на диссоциацию слабого электролита влияет изменение концентрации раствора. Смещение равновесия диссоциации может наступать вследствипе изменения концентрации одного из находящихся в растворе ионов. Так, например, в растворе азотистой кислоты устанавливается равновесие
CH
3
COOH CH
3
COO
-
+ H
+
, которое можно охарактеризовать константой диссоциации
COOH
CH
COO
CH
H
3 3
д
K
Прибавление к раствору уксусной кислоты ее соли или ка- кой-нибудь сильной кислоты (например, CH
3
COONa, НС) увеличит соответственно концентрацию ионов CH
3
COO
-
, H
+
, в растворе, что в свою очередь вызовет сдвиг равновесия диссоциации влево и приведет к уменьшению степени диссоциации кислоты. Следовательно, введение в раствор слабого электролита одноименных ионов уменьшает его диссоциацию.
40
Ионно-молекулярные уравнения реакций Сущность реакций, происходящих между электролитами в растворе, отражают краткие ионно-молекулярные уравнения ионные. Особенность этих уравнений заключается в том, что в них сильные электролиты записывают в виде ионов, а слабые электролиты, малорастворимые и газообразные вещества в виде молекул. Составляют краткие ионно-молекулярные уравнения путем сокращения одинаковых ионов из обеих частей полного ионно- молекулярного уравнения. Следует помнить при составлении ионно-молекулярных уравнений, что сумма электрических зарядов в левой части уравнения должна быть равна сумме электрических зарядов в правой части уравнения. Пример 1. Составить в ионно-молекулярной форме уравнения реакций взаимодействия между водными растворами вещества) НС и К б) Си в) СО и Решение. Запишем уравнения взаимодействия указанных веществ в молекулярном виде а) К = К.
HCl, К, К – сильные электролиты, а НО – слабый электролит. Составляем полное ионно – молекулярное уравнение
H
+
+ К+
+ OH
─
= К+
+ Cl
─
+ H
2
O; Исключая из обеих частей равенства одинаковые ионы К и Cl
─
, получим краткое ионное уравнение
H
+
+OH
─
= H
2
O. б) С = CuS↓+KNO
3
Cu(NO
3
)
2
, K
2
S, KNO
3
– сильные электролиты, а CuS↓ нерастворим. Запишем полное ионно-молекулярное уравнение С
= Исключая одинаковые ионы из обеих частей равенства
K
+
и NO
3
─
, получим краткое уравнение
Cu
2+
+ S
2─
= CuS↓.
41 в) Na
2
CO
3
+ H
2
SO
4
= Na
2
SO
4
+ CO
2
↑ + H
2
O.
(Na
2
CO
3
, H
2
SO
4
, Na
2
SO
4
– сильные электролиты, CO
2
↑ газа слабый электролит. Полное ионно–молекулярное уравнение будет иметь вид
2Na
+
+ CO
3 2─
+ 2H
+
+ SO
4 2─
= 2Na
+
+ SO
4 2─
+ CO
2
↑ + H
2
O; Исключая одинаковые ионы из обеих частей равенства
Na
+
и SO
4 2─
, получим краткое уравнение
CO
3 2─
+ 2H
+
= CO
2
↑ + H
2
O. Отметим, что указанные вещества могут взаимодействовать между собой, так как в результате происходит связывание ионов с образованием слабого электролита (НО, осадка Р, газа (СО. Пример 3. В растворе пропановой кислоты (С
3
Н
7
СООН) концентрацией 0,005 моль/л констата ее диссоциации равна
1,5 ∙ 10
-5
, вычислите степень электролитической диссоциации
(α). Решение с(С
3
Н
7
СООН) = 5 ∙ 10
-3
, К
д
= 1,5 ∙ 10
-5 По закону Оствальда с К
д , отсюда α = √К
д
/с,
α(С
3
Н
7
СООН)= √1,5 ∙ 10
-5
/ 5 ∙ 10
-3
= 5,47 ∙ 10
-2 или α 5 %
4.3 Ионное произведение воды, водородный и гидроксильный показатели растворов. Гидролиз солей. Буферные растворыи их свойства Вода – слабый амфотерный электролит. Молекулы воды могут как отдавать, таки присоединять катионы водорода Н. В результате взаимодействия между молекулами вводе всегда присутствуют гидроксид-ионы ОН- и катионы водорода Н+
:
2 H
2
O ↔ H
3
O
+
+ OH
- или H
2
O ↔ H
+
+ OH
-
Количественно диссоциация воды описывается константой диссоциации
O]
[H
OH
H
К
2
-
Д
=1,86·10
-16 при температуре 22 о
С).
42
Ввиду того, что вода является очень слабым электролитом, концентрацию недиссоциированных молекул воды можно приравнять к общему количеству воды и считать ее постоянной величиной НО = const, тогда уравнение можно представить в виде
К
д
∙ [H
2
O] = К [H
+
] ∙ [OH
-
], где К – ионное произведение воды. Поскольку водном литре воды 1000꞉18 = 55,6 моль НО, то, подставляя это значение, а также численное значение константы диссоциации воды в уравнение получим К = К
д
Н = 1,8 ∙ 10
-16
· 55,6 = 10
-14
(при о
С). Согласно этому уравнению, в чистой воде или любом водном растворе при постоянной температуре произведение концентраций ионов водорода на концентрацию гидроксид-ионов есть величина постоянная, называемая ионным произведением воды (К КО Ионное произведение воды есть величина постоянная при постоянной температуре.
Среда раствора От количественного соотношения концентраций катионов водорода (протонов) H
+
и гидроксид-анионов ОН- зависит среда раствора. Для водных растворов существуют три типа среды
1) нейтральная среда НОН моль/л;
2) кислая среда НОН Н > 10
-7 моль/л;
3) щелочная среда : НОН Н < 10
-7 моль/л. Водородный показатель Водородный показатель pH отрицательный десятичный логарифм концентрации (активности) катионов водорода в растворе рН = – lg[H
+
];
43
[H
+
] = 10
-рН
Концентрацию ОН также можно выразить через гидроксильный показатель - pOH:
рОН = – О О = 10
-рОН
Если прологарифмировать уравнение ионного произведения воды, то получим pH + pOH = 14, отсюда следует:
рН = 14 – рОН, рОН = 14 – рН, в нейтральных растворах рН = 7; в кислых растворах рН < 7; в щелочных растворах рН > 7.
Пример 1. Вычислить рН раствора хлороводородной кислоты с молярной концентрацией 0,01 моль/л. Решение НС – это сильная кислота, вводном растворе она полностью диссоциирует на ионы НС = НС- поэтому концентрация катионов водорода в растворе сильной кислоты равна концентрации этой кислоты
[H
+
] = с (НС [H
+
] = 0,01 = 10
-2 моль/л. Рассчитаем рН: рН = – lg[H
+
] = –lg 10
-2
= 2. Пример 2. Вычислить рН раствора гидроксида калия с молярной концентрацией 0,01 моль/л. Решение КОН – это сильное основание, вводном растворе полностью диссоциирует на ионы КОН = КОН- поэтому концентрация гидроксид-ионов в растворе сильного основания равна концентрации этого основания ОН = с
(КОН); ОН = 0,01 = 10
-2
; pOH = – lg[OH
-
]= –lg 10
-2
= 2; так как pH + pOH = 14, тогда рН = 14 – рОН. Подставляя значения рОН получим рН = 14 – 2 = 12.
44 Индикаторы Для приблизительного определения рН в различных средах используют кислотно-основные индикаторы. Кислотно-основные индикаторы – это вещества, которые изменяют окраску в зависимости от рН раствора. Таблица 3 – Окраска индикаторов вводной среде при различных рН Индикатор Среда Кислая Нейтральная Щелочная Лакмус Красный Фиолетовый Синий Метилоранж Красный (рН < 3,1) Оранжевый Желтый (рН > 4,4) Фенолфталеин Бесцветный Бесцветный Малиновый Метиловый красный Красный (рН < 4,2) Оранжевый Желтый (рН > 6,3) Для точного измерения величины рН различных растворов применяют инструментальные методы анализа, используют при- этом специальные приборы – иономеры (иногда их называют рН- метрами. Гидролиз солей Гидролиз соли это взаимодействие ионов соли с водой, приводящее к образованию слабого электролита (слабой кислоты, слабого основания) и к изменению среды раствора. Гидролизу подвергаются соли образованные
1) сильным основанием и слабой кислотой, например
Na
2
SiO
3
, KNO
2
, NaCH
3
COO и др
2) слабым основанием и сильной кислотой, например, CuSO
4
,
NH
4
NO
3
и др) слабым основанием и слабой кислотой, например,
(NH
4
)
2
CO
3
, NH
4
CH
3
COO и др.
Соли, образованные сильным основанием и сильной кислотой (например NaCI, Ba(NO
3
)
2
и др, а также соли, нерастворимые вводе (например, CaCO
3
, CuS и др, гидролизу не подвергаются. Пример 1. Гидролиз солей, образованных слабой кислотой и сильным основанием протекает по аниону Рассмотрим пример гидролиза одной из таких солей. KCN эта соль образована сильным основанием КОН и слабой одноосновной циановодо- родной кислотой HCN. Поэтому взаимодействовать с водой, а именно с Н будет анион кислотного остатка соли
CN
-
+ НОН
HCN + ОН
-
Образующиеся в результате гидролиза ионы ОН- обеспечивают щелочную среду рН > 7. Запишем полное ионно- молекулярное уравнение, добавив слева и справа ион К+
K
+
+ CN
-
+ HOH
HCN + OH
-
+ Молекулярное уравнение гидролиза
KCN + НОН
HCN + КОН. Гидролиз солей, образованных слабыми многоосновными кислотами и сильными основаниями, протекает ступенчато (соответственно обратному процессу – ступенчатой диссоциации, и при этом получаются кислые соли (точнее, анионы кислых солей. Так, гидролиз К может быть выражен уравнениями я ступень СО + НОН
НСО
3
-
+ ОН К + СО + НОН
НСО
3
-
+ ОН + 2 К
+
К
2
СО
3
+НОН
КНСО
3
+КОН рН> 7. я ступень
НСО
3
-
+ НОН
Н
2
СО
3
+ ОН
-
НСО
3
-
+ К + НОН
Н
2
СО
3
+ ОН + К
+
КНСО
3
+ НОН
Н
2
СО
3
+ КОН рН > 7.
Однако в обычных условиях гидролиз практически ограничивается первой ступенью ионы СО 2- связывают ионы Н воды, образуя сначала ионы НСО
3
-
, а не молекулы Н
2
СО
3
. Это объясняется тем, что ионы НСО
3
- диссоциируют гораздо труднее, чем молекула Н
2
СО
3
. И лишь при сильном разбавлении и нагревании следует учитывать гидролиз образовавшейся кислой соли. Среда раствора соли К
2
СО
3 щелочная (рН
7), потому что в растворе увеличивается концентрация ионов ОН Пример 2. Гидролиз солей образованных слабым основанием и сильной кислотой - гидролиз по катиону, при этом среда раствора кислая (рН < 7). Рассмотрим гидролиз на примере нитрата аммония. Соль
NH
4
NO
3
образована слабым основанием NH
4
OH и сильной кислотой Н. Поэтому взаимодействовать с водой, а именно с ОН
46 будет катион NH
4
+
соли по уравнению
NH
4
+
+ НОН
NH
4
OH + H
+
pH < 7. Образующиеся в результате гидролиза ионы Н обеспечивают кислую среду раствора, рН < 7. Полное ионно-молекулярное уравнение гидролиза имеет вид
NH
4
+
+ NO
3
-
+HOH
NH
4
OH + H
+
+ Молекулярное уравнение импеет вид
NH
4
NO
3
+ HOH
НОН + В случае многозарядного катиона, гидролиз идет ступенчато. Число ступеней гидролиза соли зависит от кислотности слабого основания. Вводных растворах таких солей по первой ступени образуется основная соль вместо основания и сильная кислота. Рассмотрим этот случайна примере гидролиза соли хлорида магния Соль MgCl
2
образована слабым основанием ОН и сильной кислотой НС, поэтому взаимодействовать с НО будет катион. ОН – двухкислотное основание, поэтому гидролиз протекает по двум ступеням
1 ступень
Mg
2+
+ HOH
MgOH
+
+ H
+
2Cl
-
+ Mg
2+
+ HOH
MgOH
+
+ H
+
+ 2Cl
-
MgCl
2
+ HOH
MgOHCl + HCl pH < 7. Продуктами первой ступени гидролиза MgCl
2 являются основная соль MgOHCl и сильная кислота HCl.
2 ступень
MgOH
+
+HOH
Mg(OH)
2
+ H
+
MgOH
+
+Cl
-
+ HOH
Mg(OH)
2
+ H
+
+Cl
-
MgOHCl + HOH
Mg(OH)
2
+ HCl рН<7. Продуктами второй ступени гидролиза MgCl
2 являются слабое основание Mg(OH)
2
и сильная кислота HCl. Степень гидролиза по второй ступени намного меньше, чем по первой ступени. Среда раствора MgCl
2 кислая (рН
7), потому что в растворе увеличивается концентрация Н Пример 3. Гидролиз солей, образованных слабой кислотой и слабым основанием (гидролиз по катиону и аниону. Примерами солей этого типа являются NH
4
CN, Сu(СН
3
СОО)
2
,
Mg(NO
2
)
2
, А 2
S
3
, Сг
2
(СО
3
)
3
и т. д.
47 Гидролиз в данном случае идет и по катиону и по аниону одновременно. Соль NH 4 CN образована слабой кислотой HCN и слабым основанием ОН. Поэтому с водой взаимодействуют и катионы NH 4 + и анионы CN - : NH 4 + + CN - + НОН HCN + ОН NH 4 CN + НОН HCN + ОН. В этом случае нельзя по ионному уравнению сразу определить среду раствора, но можно определить с помощью индикаторов или рН-метров, а также можно сравнить степени диссоциации (константы диссоцииации) продуктов гидролиза. Пример 4. Необратимый гидролиз. Соли, образованные слабыми многокислотными нерастворимыми основаниями и слабыми многоосновными летучими кислототами (Al 2 S 3, Al 2 (CO 3 ) , Fe 2 S 3 и др) гидролизуются полностью, то есть процесс гидролиза идѐт до конца необратимо сразу в одну ступень, с образованием соответствующих оснований и кислот Al 2 S 3 + 6HOH = 2Al(OH) 3 ↓+ 3H 2 S↑; 2Al 3+ +2S 2- = 2Al(OH) 3 ↓ + 3 H 2 S↑. В таблице растворимости против таких солей стоит обозначение, что эти соли вводном растворе не могут существовать. Степень гидролиза Количественно процесс гидролиза характеризуется степенью гидролиза - отношение концентрации молекул, подвергшихся гидролизу ( Сгидр. ), к общей концентрации растворенных молекул ( Собщ.): общCгидрCгидрh Степень гидролиза зависит 1) от природы соли. Чем слабее основание или слабее кислота, образующие соли, тем выше степень гидролиза 2) от концентрации раствора соли. Чем меньше концентрация вещества, тем выше степень его гидролиза 3) от температуры. С повышением температуры гидролиз усиливается, поскольку гидролиз процесс эндотермический и протекает споголощением тепла.
48 Буферные растворы и их свойства Буферные растворы – это растворы, сохраняющие определенную концентрацию ионов водорода (рН) при разбавлении, концентрировании и незначительно изменяющие еѐ при добавлении небольших количеств сильных кислот или оснований. Свойство растворов сохранять определенное значение рН называется буферным действием. Буферные растворы могут состоять из слабой кислотыи ее гидролитически щелочной соли или слабого основания и гидро- литически кислой соли этого основания. Буферными свойствами обладают также растворы, содержащие смеси солей слабых мно- гоосновных кислот. В качестве примеров можно привести следующие буферные смеси
СН
3
СООН + СН
3
СООNа – ацетатный буфер
Н
2
СО
3
+ NаНСО
3
– бикарбонатный буфер
NH
4
OH + NH
4
CI – аммиачный буфер
NaH
2
PO
4
+ Na
2
HPO
4
– фосфатный буфер. Каждая из буферных смесей характеризуется определенной концентрацией водородных ионов, которую буферная система стремится сохранять при добавлении к ней кислоты или щелочи. Для буферной смеси, образованной слабой кислотой и ее гидролитически щелочной солью рН равен рН = рК
к
– lg
с
к
с
с
, где рК
к
– показатель константы кислотности слабой одноосновной кислоты (отрицательный десятичный логарифм константы диссоциации слабой кислоты скис с - исходные концентрации кислоты и ее соли. Способность буферных растворов поддерживать практически постоянный рН основана на том, что отдельные компоненты буферного раствора связывают Н или ОН- ионы кислот или оснований, вводимых в раствор. Эта способность не безгранична, пределе зависит от концентраций компонентов буферной смеси. Для буферной смеси, содержащей слабое однокислотное основание и его соль можно прийти к формулам
49 рОН = рК
о
- lg
с
о
с
с
или рН = 14 – рК
о
+ lg
с
о
с
с
, где рК
о
– показатель константы основности слабого однокислотного основания сои с с – исходные концентрации слабого основания и его соли. Буферной емкостью (β) называется количество моль эквивалентов сильной кислоты или сильного основания, прибавление которого кл буферного раствора изменяет рН этого раствора на единицу. Для буферной системы, состоящей из раствора слабой кислоты и ее соли, буферную емкость можно приближенно рассчитать по формуле (если раствор не очень сильно разбавлен
б
V
рН
рН
V
С
)
(
0 1
, где с – концентрация сильной кислоты или основания, моль/л;
V – объем добавленной кислоты или основания, л б
– объем буферного раствора, л рН
0
и рН
1
– водородные показатели дои после добавления сильной кислоты или основания. Буферные смеси играют большую роль в регулировании жизнедеятельности организмов, в которых должно сохраняться постоянство рН крови, лимфы и других жидкостей. Пример 1. Рассчитайте рН буферного раствора, содержащего моль NH
4
OH и 0,1 моль NH
4
CI. Как измениться рН: а) при добавлении кл раствора 0,01 моль НС б) при добавлении моль NаОН; в) при разбавлении раствора водой враз Константа диссоциации гидроксида аммония К
к
= 1,79 ∙ 10
-5
, рК
о
= 4,75. Решение. Для аммиачной буферной системы рН = 14 – рК
о
+ lg
с
о
с
с
Находим значение рН: рН = 14 – 4,75 + lg
1
,
0 1
,
0
= 9,25. При добавлении 0,01 моль НС концентрация гидроксида аммония уменьшается до 0,09 моль, а концентрация хлорида аммония возрастает до 0,11 моль. Находим величину рН: рН = 14 – 4,75 + lg
11
,
0 09
,
0
= 9,15.
50 При добавлении кл раствора 0,01 моль NаОН равное количество молей NH 4 CI превратиться в NH 4 OH, тогда получим рН = 14 – 4,75 + lg 09 , 0 11 , 0 = 9,33. При разбавлении раствора враз имеем рН = 14 – 4,75 + lg 0,01/0,01 = 9,25. Контрольные вопросы и задания 45. Определите силу основания и кислоты, образующих соль. Составьте краткие, полные ионно-молекулярные и молекулярные уравнения гидролиза солей. Укажите реакцию среды в растворах солей нитрит калия, сульфат аммония. Вычислить рН раствора хлороводородной кислоты с молярной концентрацией 0,01 моль/л. 46. Определите силу основания и кислоты, образующих соль. Составьте краткие, полные ионно-молекулярные и молекулярные уравнения гидролиза солей. Укажите реакцию среды в растворах солей нитрат меди (II), карбонат калия. рН раствора одноосновной кислоты Н равен. Степень диссоциации 0,01. Определите молярную концентрацию кислоты. 47. Определите силу основания и кислоты, образующих соль. Составьте краткие, полные ионно-молекулярные и молекулярные уравнения гидролиза солей. Укажите реакцию среды в растворах солей сульфат алюминия, силикат натрия. рН 0,01 М раствора основания ера- вен 10. Определите степень диссоциации этого основания. 48. Определите силу основания и кислоты, образующих соль. Составьте краткие, полные ионно-молекулярные и молекулярные уравнения гидролиза солей. Укажите реакцию среды в растворах солей хлорид цинка, карбонат натрия. В какую сторону сместится равновесие реакции гидролиза соли (NH 4 ) 2 S при добавлении NH 4 OH к ее раствору 49. Определите силу основания и кислоты, образующих соль. Составьте краткие, полные ионно-молекулярные и молекулярные уравнения гидролиза солей. Укажите реакцию среды в растворах солей хлорид железа (III), сульфид натрия. Определите рН М раствора НС, степень диссоциации принять равной 0,01%. 50. Определите силу основания и кислоты, образующих соль. Составьте краткие, полные ионно-молекулярные и молекулярные уравнения гидролиза солей. Укажите реакцию среды в растворах солей сульфат железа ( I I ) , фосфат калия. Вычислите рОН раствора, в котором концентрация ионов водорода равна 10 -6 моль/л. 51. Определите силу основания и кислоты, образующих соль. Составьте краткие, полные ионно-молекулярные и молекулярные уравнения гидролиза солей. Укажите реакцию среды в растворах солей сульфат аммония, цианид калия. Определите рН М раствора НОН, степень диссоциации принять равной 0,01%. 52. Определите силу основания и кислоты, образующих соль. Составьте краткие, полные ионно-молекулярные и молекулярные уравнения гидролиза солей. Укажите реакцию среды в растворах солей нитрат аммония, сульфид бария. Вычислите рН раствора, в котором ОН - ] равна 10 -3 моль/л. 53. Определите силу основания и кислоты, образующих соль. Составьте краткие, полные ионно-молекулярные и молекулярные уравнения гидролиза солей. Укажите реакцию среды в растворах солей хлорид цинка, силикат калия. Концентрация гидроксид-ионов в растворе равна 10 -10 моль/л, вычислите рН. 54. Определите силу основания и кислоты, образующих соль. Составьте краткие, полные ионно-молекулярные и молекулярные уравнения гидролиза солей. Укажите реакцию среды в растворах солей сульфат никеля (II), сульфид натрия. Вычислите рОН раствора, в котором Н равна 10 -3 моль/л. 55. Определите силу основания и кислоты, образующих соль. Составьте краткие, полные ионно-молекулярные и молекулярные уравнения гидролиза солей. Укажите реакцию среды в
51 растворах солей сульфат марганца ( I I ) , карбонат калия. Вычислите концентрацию гидрок- сид-ионов в растворе, если рН равен 5.
56. Определите силу основания и кислоты, образующих соль. Составьте краткие, полные ионно-молекулярные и молекулярные уравнения гидролиза солей. Укажите реакцию среды в растворах солей нитрат магния, цианид натрия. Как повлияет на равновесие гидролиза соли СО добавление раствора HCl?
57. Определите силу основания и кислоты, образующих соль. Составьте краткие, полные ионно-молекулярные и молекулярные уравнения гидролиза солей. Укажите реакцию среды в растворах солей бромид меди (II), сульфид аммония. Почему при смешивании растворов сульфида натрия и хлорида хрома (ІІІ) образуется гидроксид хрома (ІІІ)?
58. Определите силу основания и кислоты, образующих соль. Составьте краткие, полные ионно-молекулярные и молекулярные уравнения гидролиза солей. Укажите реакцию среды в растворах солей сульфат кадмия, ацетат калия. Гидролиз солей, образованных слабой кислотой и слабым основанием (гидролиз по катиону и аниону. Приведите примеры.
59. Определите силу основания и кислоты, образующих соль. Составьте краткие, полные ионно-молекулярные и молекулярные уравнения гидролиза солей. Укажите реакцию среды в растворах солей хлорид магния, сульфит натрия. Картофель хорошо растет на кислых почвах при рН = 5. Рассчитайте концентрацию ионов Ни ОН- в такой почве.
52
|
|
|
Скачать 2.76 Mb.