Растворы

Существуют газовые, жидкие и твердые растворы. Напомним, чторастворителем называют компонент раствора, сохраняющий свое фазовое состояние при образовании раствора. Если все компоненты раствора до перемешивания находятся в одинаковой фазе, растворителем называют тот компонент, который содержится в наибольшем количестве; остальные компоненты раствора называют растворенными веществами. Наиболее распространены жидкие растворы, и именно на этом типе растворов мы сосредоточим наше внимание.

Растворы - однородная многокомпонентная система, состоящая из растворителя, растворённых веществ и продуктов их взаимодействия.

Общие свойства растворов.Давление пара в состоянии равновесия называется давлением насыщенного пара. При данной температуре давление насыщенного пара над каждой жидкостью есть величина постоянная.

Первый закон Рауля: понижение давления насыщенного пара растворителя А над раствором ΔP_Апропорционально молярной доле растворенного нелетучего вещества Х_В:

Р^о _А - Р_А = ΔP_А = Р^о _А Х_В ,

где Р^о _А, Р_А – давления насыщенного пара растворителя соответственно над чистым растворителем и над раствором; ΔP_А - понижение давления насыщенного пара растворителя над раствором по сравнению с чистым растворителем.

Второй закон Рауля определяет, чему равно изменение температуры кипения и замерзания растворов.

Изменение температуры кипения и замерзания растворов пропорционально моляльной концентрации растворов:

Δt⁰кипения = Кэ Сm

Δt⁰замерзания = Кк Сm

Рассмотрим коэффициенты пропорциональности:

Кэ - эбуллиоскопическая константа,

Кк - криоскопическая константа.

Физический смысл этих констант заключается в том, что при концентрации раствора, равной 1 моль/кг, данные константы равны изменению температуры кипения или замерзания данного раствора.

Второй закон Рауля можно также записать в виде выражения:

Δt =K•C_m=K•1000 ·m_в-ва / M_в-ва•m_р-ля

Изменение температуры кипения и замерзания растворов зависят от природы растворителя и концентрации раствора.

Концентрацией растворовназывается количество растворенного вещества, содержащееся в определенном массовом или объемном количестве раствора или растворителя. Применяют следующие выражения концентрации раствора.

Процентная (%) или массовая доля w растворенного вещества. Процентную концентрацию выражают числом единиц массы растворенного вещества, содержащихся в 100 единицах массы раствора.

Моляльная концентрация. Концентрацию выражают числом молей растворенного вещества, приходящихся на 1000 г растворителя.

Молярная концентрация. Концентрацию выражают числом молей растворенного вещества в 1л. раствора.

Нормальная концентрация. Концентрацию выражают числом грамм- эквивалентов (г-экв.) растворенного вещества в 1л раствора.

Раствор, в 1л которого содержится 1 г-экв. растворенного вещества, называют нормальным и обозначается 1н. Раствор, содержащий в 1л. 0,01 г-экв. растворенного вещества, обозначают 0,01 н. и т.д.

Эквивалент кислоты равен относительной молекулярной массе, деленной на основность: Э_H2SO4= 98/2 = 49.

Эквивалент основания равен относительной молекулярной массе, деленной на число гидроксильных групп: Э_Ca(OH)2 = 74/2 =37

Эквивалент соли равен ее относительной молекулярной массе, деленной на произведение числа ионов металла и его степень окисления:

Э _(Al2(SO4)3)=242 / 2 · 3 = 40,33

Электролитическая диссоциация. Молекулы электролитов (кислот, оснований, солей) при растворении в полярных растворителях распадаются на заряженные частицы-ионы. Это явление называется электролитической диссоциациецей.

KtAn ↔ Kt⁺+An^–.

Электролитами называются вещества (твердые и жидкие), содержащие положительно и отрицательно заряженные ионы, существующие независимо от внешних электрических и магнитных полей.

Электролитическая диссоциация веществ, идущая с образованием свободных ионов объясняет электрическую проводимость растворов.

Процесс электролитической диссоциации принято записывать в виде схемы, не раскрывая его механизма и опуская растворитель (H₂O), хотя он является основным участником.

CaCl_{2 }« Ca²⁺ + 2Cl^-

KAl(SO₄)₂ «K⁺ + Al³⁺ + 2SO₄^2-

HNO₃ « H⁺ + NO₃^-

Ba(OH)₂ « Ba²⁺ + 2OH^-

Сильные электролиты - это вещества, которые при растворении в воде практически полностью распадаются на ионы. Как правило, к сильным электролитам относятся вещества с ионными или сильно полярными связями: все хорошо растворимые соли, сильные кислоты (HCl, HBr, HI, HClO₄, H₂SO₄,HNO₃) и сильные основания (LiOH, NaOH, KOH, RbOH, CsOH, Ba(OH)₂,Sr(OH)₂,Ca(OH)₂).

В растворе сильного электролита растворённое вещество находится в основном в виде ионов (катионов и анионов); недиссоциированные молекулы практически отсутствуют.

Слабые электролиты - вещества, частично диссоциирующие на ионы. Растворы слабых электролитов наряду с ионами содержат недиссоциированные молекулы. Слабые электролиты не могут дать большой концентрации ионов в растворе.

К слабым электролитам относятся:

1) почти все органические кислоты (CH₃COOH, C₂H₅COOH и др.);

2) некоторые неорганические кислоты (H₂CO₃, H₂S и др.);

3) почти все малорастворимые в воде соли, основания и гидроксид аммония, например: (Ca₃(PO₄)₂; Cu(OH)₂; Al(OH)₃; NH₄OH);

4) вода.

Они плохо (или почти не проводят) электрический ток.

СH₃COOH « CH₃COO^- + H⁺

H₂CO₃ « H⁺ + HCO^- (первая ступень)

HCO₃^- « H⁺ + CO₃^2- (вторая ступень)

Неэлектролиты - вещества, водные растворы и расплавы которых не проводят электрический ток. Они содержат ковалентные неполярные или малополярные связи, которые не распадаются на ионы.

Электрический ток не проводят газы, твердые вещества (неметаллы), органические соединения (сахароза, бензин, спирт).

Концентрации ионов в растворах слабых электролитов качественно характеризуют степенью и константой диссоциации.

Степень диссоциации (α) - отношение числа распавшихся на ионы молекул (n) к общему числу растворенных молекул (N): a = n / N

и выражается в долях единицы или в % (a = 0,5 – условная граница деления на сильные и слабые электролиты).

Степень диссоциации зависит от концентрации раствора слабого электролита. Зависимость α от концентрации выражается законом разбавления Оствальда:

a = (K_D / c)

При увеличении концентрации одноименного иона степень диссоциации α уменьшается.

Степень электролитической диссоциации зависит от температуры раствора. Обычно при увеличении температуры степень диссоциации растет, т.к. активируются связи в молекулах.

Константа диссоциации (K_D) - отношение произведения равновесных концентраций ионов в степени соответствующих стехиометрических коэффициентов к концентрации недиссоциированных молекул.

Она является константой равновесия процесса электролитической диссоциации; характеризует способность вещества распадаться на ионы: чем выше K_D, тем больше концентрация ионов в растворе.

Диссоциации слабых многоосновных кислот или многокислотных оснований протекают по ступеням, соответственно для каждой ступени существует своя константа диссоциации:

Первая ступень:

H₃PO₄ « H⁺ + H₂PO₄^-

K_D1 = ([H⁺][H₂PO₄^-]) / [H₃PO₄] = 7,1 • 10^-3

Вторая ступень:

H₂PO₄^- « H⁺ + HPO₄^2-

K_D2 = ([H⁺][HPO₄^2-]) / [H₂PO₄^-] = 6,2 • 10^-8

Третья ступень:

HPO₄^2- « H⁺ + PO₄^3-

K_D3 = ([H⁺][PO₄^3-]) / [HPO₄^2-] = 5,0 • 10^-13

K_D1 > K_D2 > K_D3

Ионное произведение воды. Вода является слабым электролитом и в незначительной степени диссоциирует на ионы по реакции: H₂O « H⁺ + OH^-

Константа диссоциации воды при температуре 22 °С равна:

K_дис.= (([H⁺]×[OH^–])/([H₂O]))×1,8×10^–16,

или K_дис.×[H₂O] = [H⁺]×[OH^–]

K_дис.× [H₂O] можно считать величиной постоянной, т.к. [H₂O] фактически равен 55,55 мол/л. Так как K_дис. очень мала, обозначим

K_в = K_дис.×[H₂O], отсюда K_в = 1,8×10^–16×55,55 = [H⁺][OH^–] = 1×10^-14.

Эта величина называется ионным произведением воды и является для воды величиной постоянной (при постоянной температуре), т. е. [H⁺][OH^–] = 1×10^–14.

Зная концентрацию одного из ионов, легко рассчитать концентрацию второго иона: [H⁺] = 10^–14/[OH^–]; [OH^–] = 10^-14/[H⁺].

2. Для удобства пользования ввели логарифмический показатель. Для этого прологарифмируем уравнение (15), взяв его с обратным знаком:

– lg[H⁺]⁺ – lg[OH^–]= – lg 1×10^–14,

– lg[H⁺] = pH;

– lg[OH^-] = pOH, получим pH + pOH = 14.

Водородным показателем называется десятичный логарифм концентрации ионов водорода, взятый с обратным знаком.

Если концентрация ионов водорода равна [H⁺], то pH = - lg [H⁺]

В чистой воде и нейтральных растворах [H⁺] = [OH^-] = 10^-7

В кислых растворах [H⁺] > [OH^-] и pH < 7

например, в 10^-3 М растворе HCl pH = 3

В щелочных растворах [H⁺] < [OH^-] и pH > 7

например, в 10^-2 М растворе NaOH pOH = -lg2 • 10^-2 = 2 - lg2 = 1,7

pH = 14 - pOH = 14 - 1,7 = 12,3

Исходя из значений pH, реакция среды может быть охарактеризована следующим образом:

pH = 7, – среда нейтральная ;

pH < 7, – среда кислая;

pH > 7, – среда щелочная.

Гидролиз солей. Химическое обменное взаимодействие ионов растворенной соли с водой, приводящее к образованию слабо диссоциирующих продуктов (молекул слабых кислот или оснований, анионов кислых или катионов основных солей) и сопровождающееся изменением рН среды, называется гидролизом.

Рассмотрим различные случаи гидролиза солей.

1. Карбонат натрия Na₂CO₃ – соль слабой многоосновной кислоты и сильного основания. В этом случае анионы соли СО^2–₃, связывая водородные ионы воды, образуют анионы кислой соли НСО^–₃, а не молекулы Н₂СО₃, так как ионы НСО^–₃ диссоциируют гораздо труднее, чем молекулы Н₂СО₃. В обычных условиях гидролиз идет по первой ступени. Соль гидролизуется по аниону.

Ионно-молекулярное уравнение гидролиза

СO^2–₃ + Н₂0 = НСО^–₃ + ОН^–

или в молекулярной форме

Na₂CO₃ + Н₂O = =NaHCO₃+ NaOH.

В растворе появляется избыток ионов ОН^–, поэтому раствор соли Na₂C0₃ имеет щелочную реакцию (рН > 7).

2. Сульфат цинка ZnS0₄ – соль слабого многокислотного основания Zn(OH)₂ и сильной кислоты H₂S0₄. В этом случае катионы Zn²⁺ связывают гидроксильные ионы воды, образуя катионы основной соли ZnOH⁺. Образования молекул Zn(OH)₂ не происходит, так как ионы ZnOH⁺ диссоциируют гораздо труднее, чем молекулы Zn(OH)₂. В обычных условиях гидролиз идет по первой ступени. Соль гидролизуется по катиону. Ионно-молекулярное уравнение гидролиза

Zn²⁺ + Н₂O = ZnOH⁺ + H⁺

или в молекулярной форме

2ZnSO₄ + 2Н₂O = (ZnOH)₂SO₄ + H₂SO₄ .

В растворе появляется избыток ионов водорода, поэтому раствор ZnSO₄ имеет кислую реакцию (рН < 7).

4. Если соль образована слабым основанием и слабой кислотой, то происходит необратимый гидролиз.

3. Соли, образованные сильной кислотой и сильным основанием, гидролизу не подвергаются.

Пример 1. Написать уравнение диссоциации NH₄OH и константу диссоциации этого электролита.

Решение. Уравнение диссоциации: NH₄OH = NH⁺₄ + ОН^–,

Так как NH₄OH слабый электролит и подчиняется закону действия масс, то константа диссоциации этого электролита K = [NH⁺₄][OH] / [NH₄OH].

Пример 2. Сколько необходимо взять соли KJ и воды для приготовления 200 г 5 % - ного раствора?

Решение. Первый способ:

а) ω_р-ра. = m_в-ва. • 100/ m_р-ра.

Находим массу вещества: m_в-ва = m_р-ра. • 10/100 = 200 • 5/100 = 10г соли KJ;

б) находим массу воды 200 – 10 = 190 г. воды.

Второй способ:

Находим массу вещества (х):

100 г р-ра - 5 г KJ

200 г р-ра - х г KJ

х = 200 - 5/ 100 = 10 г KJ

Пример 3. Сколько воды и цинкового купороса ZnSО₄ × 7Н₂О необходимо, чтобы приготовить 300 г 0.2 моляльного (Мл) раствора ZnSО₄ × 7Н₂О?

Решение. Для приготовления 1000 г 1Мл раствора необходимо 287 г ZnSО₄ × 7Н₂О, т. к. M (ZnSО₄ × 7Н₂О) = 287.

Для приготовления 0,2 моляльного раствора потребуется (287 • 0,2) = 57.4 г ZnS0₄ × 7Н₂0 на 1000 г. воды.

m_р-ра = (1000 + 57,4) = 1057,4 г., а для приготовления 300 г - 0,2 моляльного раствора найдем из соотношения:

057,4 г. _р-ра. - 57,4 г ZnSО₄ × 7Н₂О

300 г. _р-ра. - х г ZnSО₄ × 7Н₂О

х = 17,22 г ZnSО₄ × 7Н₂О

Масса воды 300 - 17,22 = 282,78 г.

Пример 4. Определить молярность, в 250 мл которого содержится 2,5 г гидроксида натрия.

Решение. Определяем число граммов NaOH, содержащегося в 1000 мл раствора:

250 мл _р-ра. - 2,5 г NaOH

1 000 мл _р-ра. - х г NaOH

х = (2,5 ∙ 1 000)/250= 10г

M(NaOH) = 40, следовательно

в 1 л раствора - 40 г NaOH - 1 М р-р, если

в 1 л раствора - 10 г NaOH - х М р-р, то

х = (10 • 1) /40 = 0,25 М р-р.

Пример 5. Определить нормальность раствора, содержащего в 200 мл 1,96 г H₂SО₄.

Решение. Находим число граммов H₂SО₄ в 1000 мл раствора

200 мл р-ра - 1,96 г H₂SО₄

1000 мл р-ра - х г H₂SО₄, тогда х = 9,8 г

Э_H2SO4 = 98/2 = 49

49 г H₂SО₄ - 1 н р-р

9,8гH₂SО₄ - x н р-р

х = 9,8 / 49 = 0,2 н

Пример 6. Чему равно рН раствора, если рОН = 3?

Решение. рН + рОН = 14, отсюда рН = 11.

Пример 7.Чему равно рН, если [ОН]=1×10⁸ г • ион/л?

Решение. Из ионного произведения воды

[H⁺] = 1×10^–14 /[OH] = 1×10^-14/1×10^-8= 1×10^–6 г • ион/л.

K_H2O = [OH^–]×[H⁺] = 1×10^–14, pH = – lg[H⁺]; pH = 6.

Пример 8. Какие продукты образуются при смешивании растворов A1(NО₃)₃ и К₂СО₃? Составьте ионно-молекулярное уравнение реакции.

Решение. Соль A1(NО₃)₃ гидролизуется по катиону, а К₂СО₃ - по аниону:

А1³⁺ + Н₂О = А1OН²⁺ + Н²

СО^2-₃ + Н₂O = НСО^-₃, + OH³

Если растворы солей находятся в одном сосуде, то идет взаимное усиление гидролиза каждой из них, ибо ионы Н⁺ и OH^- образуют молекулу слабого электролита Н₂O. При этом гидролитическое равновесие сдвигается вправо и гидролиз каждой из взятых солей идет до конца с образованием А1(ОН)₃ и СО₂(Н₂СО₃). Ионно-молекулярное уравнение:

2Al + ЗСО^2-₃ + 3Н₂O = 2А1(ОН)₃ + ЗСO₂

или в молекулярной форме:

2А1(NO₃)₃ + К₂СО₃ + 3Н₂О = 2А1(ОН)₃ + 3CО₂ + 6KNО₃

 

Контрольные вопросы

101. Что называется раствором?

102. Почему при диссоциации одних веществ происходит выделение теплоты, а других - поглощение теплоты?

103. Какие растворы называются ненасыщенными?

104. Какой раствор находится в равновесии с нерастворенным веществом?

105. Что такое перенасыщенный раствор?

106. Как зависит растворимость солей от температуры?

107. Что произойдет при нагревании синих кристаллов медного купороса CuS0₄ × 5Н₂0?

108. Сколько необходимо взять соли NaCI и воды для приготовления:

а) 50 г 5 %-го раствора; е) 30 г 5 %-го раствора;

б) 300 г 3 %-го раствора; ж) 100 г 7 %-го раствора;

в) 200 г 6 %-го раствора; з) 150 г 3 %-го раствора;

г) 400 г 8 %-го раствора; и) 250 г 20 %-го раствора;

д) 150 г 4 %-го раствора; к) 500 г 8 %-го раствора.

109. Сколько соли необходимо взять для приготовления:

а) 200 мл 0,1 М раствора ZnSО₄; б) 100 мл 0,1 М раствора NaCl;

в) 100 мл 0,2 М раствора HCl; г) 300 мл 0,01 М раствора NH₄C1;

д) 100 мл 1 М раствора H₂SО₄; е) 400 мл 0,4 М раствора ZnCl;

ж) 500 мл 0,5 М раствора FeCl₂; з) 600 мл 0,8 М раствора Ni(NО₃)₃;

и) 700 мл 1 М раствора А1С1₃?

110.Найдите массовую долю хлорида натрия в растворе, содержащем 180 г воды и 30 г соли.

111.Из 400 г 30 %-го раствора Na₂SО₄ выпариванием удалили 100 г воды. Чему равна массовая доля Na₂SО₄ в оставшемся растворе?

112.В какой массе воды надо растворить 44,8 л HCl (объем измерен при нормальных условиях), чтобы получить 9 %-й раствор НСl?

113.Определите массовую долю вещества в растворе, полученного смешением 200 г 15 %-го и 300 г 25 %-го раствора этого вещества.

114.Какой объем воды надо прибавить к 200 мл 20 %-го раствора H₂SО₄(ρ = 1,14 г/мл), чтобы получить 5 %-й раствор?

115.К 250 мл 32 %-го HNО₃ (ρ = 1,20 г/мл) прибавили 1 л воды. Чему равна массовая доля HNО₃ в полученном растворе?

116.Для приготовления 2,5 %-го раствора MgSО₄ взято 200 г MgSО₄ × 7Н₂О. Найдите массу полученного раствора.

117. Определите массовую долю CuSО₄ в растворе, полученном при растворении 25 г медного купороса CuSО₄ × 5Н₂О в 350 г воды.

118. В какой массе воды нужно растворить 25 г CuSО₄ × 5H₂О, чтобы получить 4 %-й раствор CuSО₄?

119. Сколько граммов Na₂SO₄×10H₂O надо растворить в 400 г воды, чтобы получить 10 %-й раствор Na₂SО₄?

120. Найдите массовую долю азотной кислоты в растворе, в 1000 мл которого содержится 224 г HNО₃ (ρ = 1,12 г/мл).

121. Найдите массу KNО₃, необходимую для приготовления 200 мл 0,1 М раствора.

122. Найдите молярность 36,2 %-го раствора HCl, плотность которого 1,18 г/мл.

123. Сколько граммов Na₂CО₃ содержится в 300 мл 0,3 н раствора?

124. В каком объеме 1 М раствора, и в каком объеме 1 н раствора содержится 100 г Fe₂(SО₄)₃?

125. Сколько мл 98 %-го раствора H₂SО₄ (ρ - 1,84 г/мл) нужно взять для приготовления 1 л 0,5 М раствора?

126. Найдите массу Na₂SО₄, необходимую для приготовления 200 мл 0,1 М и 200 мл 0,1 н раствора Na₂SО₄.

127.Сколько граммов KNО₃ содержится в 250 мл 0,5 М раствора?

128.Сколько граммов Н₃РО₄ нужно для приготовления 100 мл 0,2 н раствора?

129. Найдите молярную концентрацию ионов ОН^- в водных растворах, в которых концентрация ионов водорода (моль/л) равна:

а)10^-13; б) 6,5·10^-7 в) 1,2·10^-12.

130. Вычислите рН растворов, в которых концентрация ионов Н⁺ (моль/л) равна:

а)2·10^-8; б) 8,5·10^-3; в) 6,5·10^-18.

131. Во сколько раз концентрация ионов водорода в крови (рН = 7,36) больше, чем в спинно-мозговой жидкости (рН = 7,53)?

132. Какова [Н⁺] и [ОН^-], если рН = 1·10^-8?

133. Какова среда раствора, если рОН = 2·10^-7 ?

134. Если [ОН^-] = 2-10^-9, то какая это среда кислая или щелочная?

135. Что называется электролитической диссоциацией?

136. Степень электролитической диссоциации.

137. Дайте определение электролитам сильной, слабой, средней силы? Приведите примеры. Напишите уравнения диссоциации этих электролитов.

138.Напишите уравнения диссоциации и констант диссоциации следующих электролитов:

а) уксусной кислоты - СН₃СООН

б) азотистой кислоты - HNО₂

в) муравьиной кислоты - НСООН

г) сероводородной кислоты - H₂S

д) борной кислоты – Н₃ВО₃

е) сернистой кислоты - H₂SO₃

ж) фосфорной кислоты – Н₃РО₄

з) гидроксида аммония - NH₄OH

и) мышьяковистой кислоты - H₃AsО₃

к) синильной кислоты (циановодородной) - HCN

139. Напишите в молекулярном и ионном виде уравнения реакций:

а) HCl + AgNО3 →	e) Na2SО4 + NaOH →
б) NaCl + Pb(NО3)2 →	ж) FeCl3 + NaOH →
в) Na2SО3 + HCl →	з)Na2CО 3+ HCl →
г) Na2S + MnCl2 →	и) Ni(OH)2 ↓ + HCl →
д)Na2SО4 + AgNО3 →	к) NH4OH + H3PО4 →

 

140. Какие из этих реакций идут до конца?

а) H2SО4 + NaCl →	e) H2SО4 + BaCl2 →
б) ВаС12 + NaNО3 →	ж) NaNО2 + HCl →
в) ZnS + HCl →	з) HCl + NaOH →
г) NaOH + CuCl →	и) CuCl2+ Na2SО4 →
д) Ba(NО3)2 + NaCl →	к) Na2SО4 + Ba(NО3)2 →

 

141. Какие растворы называют нейтральными?

142. Чему равно рН раствора, если дано:

а) [H+] = 1·10-1 г ион/л	e) рОН = 10;
б) [Н+] = 1·10-2 г ион/л;	ж) [ОН-] = 1·10-2 г ион/л;
в) [ОН-] = 1·101 г ион/л ;	з) [Н+] = 1·10-7 г ион/л;
г) рОН = 5;	и) [Н+] = 1·10-8 г ион/л
д) [ОН-] = 1·10-7 г ион/л;	к) [ОН-] = 1·10-5 г ион/л

 

143.Ионное произведение воды.

144. Составьте ионно-молекулярные и молекулярные уравнения совместного гидролиза, происходящего при смешивании растворов K₂S и СrС1₃. Каждая из взятых солей гидролизуется необратимо до конца.

145. Какие значения рН имеют растворы солей MnCl₂, Na₂CО₃, Ni(NО₃)₂? Составьте ионно-молекулярные и молекулярные уравнения гидролиза этих солей.

146. Какие из солей A1₂(SО₄)₃, K₂S, Pb(NО₃)₂, KCl подвергаются гидролизу? Составьте ионно-молекулярные и молекулярные уравнения гидролиза соответствующих солей.

147. При смешивании растворов FeCl₃ и Na₂CО₃ каждая из взятых солей гидролизуется необратимо до конца. Выразите этот совместный гидролиз ионно-молекулярным и молекулярным уравнениями.

148. Составьте ионно-молекулярные и молекулярные уравнения гидролиза солей СН₃СООК, ZnSО₄, A1(NО₃)₃. Какие значения рН имеют растворы этих солей?

149. Какие значения рН имеют растворы солей Li₂S, AlCl₃, NiSО₄? Составьте ионно-молекулярные и молекулярные уравнения гидролиза этих солей.

150. Составьте ионно-молекулярные и молекулярные уравнения гидролиза солей Pb(NО₃)₂, Na₂CО₃, СоСl₂. Какие значения рН имеют растворы этих солей?

151. Составьте ионно-молекулярные и молекулярные уравнения гидролиза соли, раствор которой имеет:

а) щелочную реакцию;

б) кислую реакцию.

152. Какие значения рН имеют растворы солей Na₃PО₄, K₂S, CuSО₄? Составьте ионно-молекулярные и молекулярные уравнения гидролиза этих солей.

153. Составьте ионные и молекулярные уравнения гидролиза солей CuCl₂, Cs₂CО₃, ZnCl₂. Какие значения рН имеют растворы этих солей?

154. Какие из солей RbCl, Cr₂(SО₄)₃, Ni(NО₃)₂ подвергаются гидролизу? Составьте ионно-молекулярные и молекулярные уравнения гидролиза соответствующих солей.

155. При смешивании растворов CuSО₄ и К₂СО₃ выпадает осадок основной соли (СuОН)₂СОз и выделяется СО₂. Составьте ионно-молекулярные и молекулярные уравнения происходящего гидролиза.

156. Составьте ионно-молекулярные и молекулярные уравнения гидролиза солей K₂S, Cs₂CО₃, NiCl₂, Рb(СН₃СОО)₂. Какие значения рН имеют растворы этих солей?

157. При смешивании растворов Аl₂(SO₄)₃ и Na₂CO₃ каждая из взятых солей гидролизуется необратимо до конца. Составьте ионно-молекулярные и молекулярные уравнения происходящего совместного гидролиза.

158. Какие из солей NaBr, Na₂S, К₂СО₃, СоСl₂ подвергаются гидролизу? Составьте ионно-молекулярные и молекулярные уравнения гидролиза соответствующих солей.