Какие ионы содержатся в водных растворах указанных солей

В уроке 9 «Ионы в водном растворе» из курса «Химия для чайников» рассмотрим растворение соли в воде, а также электролиз растворов и расплавов солей; познакомимся с законами Фарадея для электролиза и научимся находить продукты электролиза. Базой знаний для данного урока послужит материал из урока 8 «строение солей».

Растворение соли в воде

Из прошлого урока нам известно, что соли трудно расплавить и еще сложнее довести ее до кипения, однако, полярные жидкости, такие как вода, способны растворять соли без особых усилий, поскольку неполные положительные и отрицательные заряды на атомах полярных молекул воды в какой-то мере заменяют собой положительные и отрицательные ионы в кристаллической решетке соли. Другими словами, молекулы воды помогают разрушить кристалл соли.

Из рисунка видно, что происходит с положительными и отрицательными ионами при растворении в воде кристалла поваренной соли NaCl. Каждый ион Na+ окружается молекулами воды, которые обращены к нему отрицательно заряженными атомами кислорода. То же самое происходит с ионами Cl—, которые окружаются молекулами воды, обращенными к нему своими положительно заряженными атомами водорода. Ионы из кристалла соли оказываются гидратированными, а сам процесс присоединения молекул воды к ионам получил название — гидратация. Если в результате процесса гидратации устойчивость ионов, переходящих в раствор, становится больше их устойчивости в кристаллической решетке, то происходит растворение соли в воде. Хлорид натрия является отличным примером растворимой соли. И, наоборот, если энергия гидратации слишком мала, то кристалл является более устойчивой формой и не растворяется в воде. Примером таких нерастворимых солей является сульфат бария (BaSO4) и хлорид серебра (AgCl). Когда кристалл растворяется, он не просто распадается на ионы, а разъединяется на ионы молекулами жидкости, в которой происходит растворение. Неполярные жидкости (например, бензин С8H18) НЕ способны разъединять ионы в кристаллической решетке солей.

Электролиз растворов и расплавов солей

Металлы хорошо проводят ток — это знает каждый школьник. Электропроводность в металлах вызвана перемещением электронов в них, но ионы металла остаются неподвижными. Хотя кристаллы солей не проводят ток, зато растворы и расплавы солей это умеют и практикуют, так как анионы (отрицательные ионы) и катионы (положительные ионы) могут направленно перемещаться в противоположные направления, если приложить напряжение. Подвижность ионов соли оказывается еще большей, если она подверглась процессу гидратации.

Давным-давно английский ученый Майкл Фарадей расплавил соль (нагрев ее выше 801ºС), затем погрузил в расплав два электрода (катод и анод), а после взял и пропустил электрический ток через расплавленную соль. После этих манипуляций он обратил внимание что на электродах начали протекать химические реакции: ионы натрия начали мигрировать к катоду (где электроны поступают в расплав) и восстанавливаться там до металлического натрия

Na+ + e— (с катода) → Na

Хлорид-ионы мигрируют в другом направлении-в сторону анода, отдают ему свои избыточные электроны и окисляются до газообразного хлора

Cl— → ½Cl2 + e—

Все это можно изобразить с помощью полной реакции, которая представляет собой разделение NaCl на составляющие его элементы:

Na+ + Cl— → Na + ½Cl2

Весь процесс получил название электролиз, что означает «разрыв на части при помощи электричества». Для электролиза не обязательно расплавлять соль, можно также использовать обычный водный раствор соли, ведь подвижность ионов оказывается еще большей, если соль подверглась процессу гидратации. Но тогда полная реакция будет выглядеть иначе, и на катоде будет выделяться не металлический натрий, а газообразный водород:

Na+ + Cl— + H2O → Na+ + ½Cl2 + ½H2 + OH—

Надеюсь, что вам стало интересно, почему продуктом электролиза водного раствора является не Na (как это было в расплавленной соли), а ½H2. Объясняется просто: часть молекул H2O диссоциируют на ионы H+ и OH—. Поскольку ион H+ обладает большим сродством к электрону (то есть сильнее его притягивает), нежели ион Na+, то ионы H+ первыми достигают катода, где незамедлительно восстанавливают недостающий электрон и превращаются из иона в полноценный газ H2, а ионы Na+ так и остаются в растворе.

Вот вам плюшка с продуктами электролиза водного раствора солей, может пригодится — может нет, но лучше законспектируйте:

А Фарадей тем временем не сидел без дела, а наблюдал, проводил опыты, использовал другие электролиты, увеличивал-уменьшал заряд и опять наблюдал. В конце концов он заметил взаимосвязь между количеством подаваемого электричества и количеством получаемых веществ. Установленные им закономерности называются законы Фарадея для электролиза. Сформулируем их:

Пропускание одного и того же электрического заряда через электролитическую ячейку всегда приводит к количественно одинаковому химическому превращению в данной реакции. Масса элемента, выделяемого на электроде, пропорциональна количеству заряда, пропущенному через электролитическую ячейку.
Для выделения на электроде 1 моля вещества, которое в процессе электрохимической реакции приобретает или теряет 1 электрон, необходимо пропустить через ячейку 96485 кулонов (Кл) электричества. Если в реакции принимает участие N электронов, для выделения моля продукта необходимо N·96485 Кл электричества.

Количество электричества, равное 96485 Кл, получило название 1 фарадей и обозначается символом F. Законы Фарадея становятся очевидными, если принять во внимание, что 1 F — это просто заряд 1 моля электронов, т.е. 6,022 1023 электронов. Множитель 6,022-1023, позволяющий переходить от индивидуальных молекул к молям вещества, одновременно позволяет перейти и от 1 электронного заряда к 1 F электрического заряда. Разумеется, в свое время Фарадей ничего не знал ни о числе Авогадро, ни о заряде электрона. Однако из проведенных экспериментов он смог сделать вывод, что заряды на ионах кратны некоторой элементарной единице заряда, так что 96485 Кл электричества соответствуют 1 молю таких единиц. Термин электрон впервые появился в 1881 г.; его ввел английский физик Дж.Стоней для обозначения элементарной единицы ионного заряда. Применять термин «электрон» к реальной отрицательно заряженной частице начали спустя еще 10 лет.

1 пример. Запишите уравнения реакций, протекающих при пропускании электрического тока через расплавленную соль NaCl. Сколько граммов натрия и хлора выделится при пропускании 1 F электричества через электролитическую ячейку?

Решение: Уравнение реакции, протекающей на катоде: Na+ + е— → Na, а уравнение 1 анодной реакции: Сl— → Cl2 + е—. Когда через расплавленную соль NaCl проходит 1 моль электронов (1 F), каждый электрон восстанавливает 1 ион натрия, в результате чего образуется 1 моль атомов натрия. Следовательно, на катоде выделяется 22,990 г Na. На аноде происходит удаление 1 моля электронов от 1 моля хлорид-ионов, после чего остается 1 моль атомов хлора, которые попарно соединяются, образуя 1/2 моля молекул Сl2. Следовательно, масса газообразного хлора, выделяющегося на аноде, должна быть равна 35,453 г (что равно атомной массе Сl, или половине молекулярной массы Сl).

Пример 2. Сколько граммов металлического магния и газообразного хлора выделяется при пропускании 1 F электричества через электролитическую ячейку с расплавленным хлоридом магния, MgCl2?
Решение: На катоде происходит реакция Mg2+ + 2е— → Mg, а на аноде — реакция 2Сl— → Сl2 + 2е—. Поскольку для восстановления каждого иона Mg2+ необходимо 2 электрона, 1 моля электронов хватит только для восстановления половины моля ионов магния, таким образом на катоде должно выделиться 12,153 г магния. (Атомная масса магния равна 24,305 г/моль.) Как и в примере 1, на аноде окислится 1 моль ионов Сl— и выделится половина моля, т.е. 35,453 г, газообразного Сl2.

Пример 3. Основным промышленным способом получения металлического алюминия является электролиз расплавленных солей, содержащих ионы Аl3 +. Определите величину электрического заряда, в фарадеях и кулонах, который должен быть пропущен через расплав для получения 1 кг металла.
Решение: 1 кг алюминия содержит 1000 г / 26,98 г·моль-1 = 37,06 моля атомов. Поскольку на выделение каждого атома алюминия необходимо 3 электрона, на 37,06 моля атомов потребуется 3·37,06 = 111,2 моля электронов. Это количество электричества эквивалентно 111,2F, или 10 730 000 Кл.

Надеюсь урок 9 «Ионы в водном растворе» был познавательным и понятным. Если у вас возникли вопросы, пишите их в комментарии. Если вопросов нет, то переходите к уроку 10 «Ионы в газе».

Источник

Для того, чтобы понять, что такое гидролиз солей, вспомним для начала, как диссоциируют кислоты и щелочи.

Общим между всеми кислотами является то, что при их диссоциации обязательно образуются катионы водорода (Н+), при диссоциации же всех щелочей всегда образуются гидроксид-ионы (ОН−).

В связи с этим, если в растворе, по тем или иным причинам, больше ионов Н+ говорят, что раствор имеет кислую реакцию среды, если ОН− — щелочную реакцию среды.

Если с кислотами и щелочами все понятно, то какая же реакция среды будет в растворах солей?

На первый взгляд, она всегда должна быть нейтральной. И правда же, откуда, например, в растворе сульфида натрия взяться избытку катионов водорода или гидроксид-ионов. Сам сульфид натрия при диссоциации не образует ионов ни одного, ни другого типа:

Na2S = 2Na+ + S2-

Тем не менее, если бы перед вами оказались, к примеру, водные растворы сульфида натрия, хлорида натрия, нитрата цинка и электронный pH-метр (цифровой прибор для определения кислотности среды) вы бы обнаружили необычное явление. Прибор показал бы вам, что рН раствора сульфида натрия больше 7, т.е. в нем явный избыток гидроксид-ионов. Среда раствора хлорида натрия оказалась бы нейтральной (pH = 7), а раствора Zn(NO3)2 кислой.

Единственное, что соответствует нашим ожиданиям – это среда раствора хлорида натрия. Она оказалась нейтральной, как и предполагалось.

Но откуда же взялся избыток гидроксид-ионов в растворе сульфида натрия, и катионов-водорода в растворе нитрата цинка?

Попробуем разобраться. Для этого нам нужно усвоить следующие теоретические моменты.

Любую соль можно представить как продукт взаимодействия кислоты и основания. Кислоты и основания делятся на сильные и слабые. Напомним, что сильными называют те кислоты, и основания, степень диссоциации, которых близка к 100%.

sil'nye i slabye kisloty i osnovanija zelenyi

примечание: сернистую (H2SO3) и фосфорную (H3PO4) чаще относят к кислотам средней силы, но при рассмотрении заданий по гидролизу нужно относить их к слабым.

Кислотные остатки слабых кислот, способны обратимо взаимодействовать с молекулами воды, отрывая от них катионы водорода H+. Например, сульфид-ион, являясь кислотным остатком слабой сероводородной кислоты, взаимодействует с ней следующим образом:

S2- + H2O ↔ HS− + OH−

HS−+ H2O ↔ H2S + OH−

Как можно видеть, в результате такого взаимодействия образуется избыток гидроксид-ионов, отвечающий за щелочную реакцию среды. То есть кислотные остатки слабых кислот увеличивают щелочность среды. В случае растворов солей содержащих такие кислотные остатки говорят, что для них наблюдается гидролиз по аниону.

Кислотные остатки сильных кислот, в отличие от слабых, с водой не взаимодействуют. То есть они не оказывают влияния на pH водного раствора. Например, хлорид-ион, являясь кислотным остатком сильной соляной кислоты, с водой не реагирует:

То есть, хлорид-ионы, не влияют на pН раствора.

Из катионов металлов, так же с водой способны взаимодействовать только те, которым соответствуют слабые основания. Например, катион Zn2+, которому соответствует слабое основание гидроксид цинка. В водных растворах солей цинка протекают процессы:

Zn2+ + H2O ↔ Zn(OH) + + H+

Zn(OH) + + H2O ↔ Zn(OH)+ + H+

Как можно видеть из уравнений выше, в результате взаимодействия катионов цинка с водой, в растворе накапливаются катионы водорода, повышающие кислотность среды, то есть понижающие pH. Если в состав соли, входят катионы, которым соответствуют слабые основания, в этом случае говорят что соль гидролизуется по катиону.

Катионы металлов, которым соответствуют сильные основания, с водой не взаимодействуют. Например, катиону Na+ соответствует сильное основание – гидроксид натрия. Поэтому ионы натрия с водой не реагируют и никак не влияют на pH раствора.

Таким образом, исходя из вышесказанного соли можно разделить на 4 типа, а именно, образованные:

1) сильным основанием и сильной кислотой,

Такие соли не содержат ни кислотных остатков, ни катионов металлов, взаимодействующих с водой, т.е. способных повлиять на pH водного раствора. Растворы таких солей имеют нейтральную реакцию среды. Про такие соли говорят, что они не подвергаются гидролизу.

Примеры: Ba(NO3)2, KCl, Li2SO4 и т.д.

2) сильным основанием и слабой кислотой

В растворах таких солей, с водой реагируют только кислотные остатки. Среда водных растворов таких солей щелочная, в отношении солей такого типа говорят, что они гидролизуются по аниону

Примеры: NaF, K2CO3, Li2S и т.д.

3) слабым основанием и сильной кислотой

У таких солей с водой реагируют катионы, а кислотные остатки не реагируют – гидролиз соли по катиону, среда кислая.

Примеры: Zn(NO3)2, Fe2(SO4)3, CuSO4 и т.д.

4) слабым основанием и слабой кислотой.

С водой реагируют как катионы, так и анионы кислотных остатков. Гидролиз солей такого рода идет и по катиону, и по аниону. Нередко такие соли подвергаются необратимому гидролизу.

Что же значит то, что они необратимо гидролизуются?

Поскольку в данном случае с водой реагируют и катионы металла (или NH4+) и анионы кислотного остатка, в раcтворе одновременно возникают и ионы H+, и ионы OH− , которые образуют крайне малодиссоциирующее вещество – воду (H2O).

Это, в свою очередь, приводит к тому, что соли образованные кислотными остатками слабых оснований и слабых кислот не могут быть получены обменными реакциями, а только твердофазным синтезом, либо и вовсе не могут быть получены. Например, при смешении раствора нитрата алюминия с раствором сульфида натрия, вместо ожидаемой реакции:

2Al(NO3)3 + 3Na2S = Al2S3 + 6NaNO3 ( − так реакция не протекает!)

Наблюдается следующая реакция:

2Al(NO3)3 + 3Na2S + 6H2O= 2Al(OH)3↓+ 3H2S↑ + 6NaNO3

Тем не менее, сульфид алюминия без проблем может быть получен сплавлением порошка алюминия с серой:

2Al + 3S = Al2S3

При внесении сульфида алюминия в воду, он также как и при попытке его получения в водном растворе, подвергается необратимому гидролизу.

Al2S3 + 6H2O = 2Al(OH)3↓ + 3H2S↑

Источник

В
чистой воде незначительная часть молекул
Н2О
диссоциирована на ионы:

Н2ОН++ОН-

Измерением
электропроводности воды установлено,
что при t=22
оС
концентрация ионов Н+
и ОН-
в чистой воде составляет 10-7г-ион/л:

[Н+]=[ОН-]=
10-7г-ион/л

Произведение
концентраций ионов водорода и гидроксила
воды называется ионным произведением
воды и численно равно 10-14.
Ионное произведение воды – величина
постоянная не только для воды, но и для
разбавленных водных растворов любых
веществ. Обозначим эту величину КH2O:
КН2О=10-14

1)
В нейтральных растворах концентрация
ионов водорода и гидроксила одинакова
и равна 10-7г-ион/л:

[Н+]=[ОН-]=
10-7
г-ион/л

2)
В кислых растворах концентрация ионов
водорода выше, чем ионов гидроксила:

[Н+]>[ОН-]

3)
В щелочных растворах концентрация ионов
гидроксила выше, чем концентрация ионов
водорода:

[Н+]<[ОН-]

Но
как бы ни менялись концентрации ионов
водорода и гидроксила, их произведение
остается постоянным и равным (при t=22
оC)
10-14.

Поэтому, зная
концентрацию одного из ионов воды, можно
вычислить концентрацию другого иона.
Пусть концентрация ионов водорода
равна:

[Н+]
=5*10-4
г-ион/л, тогда концентрация ионов
гидроксила:

[ОН-]===2*10-11
г-ион/л или
2*10-11
моль/л

Реакцию
водного раствора принято количественно
характеризовать концентрацией ионов
водорода. Удобно вместо концентрации
ионов водорода указывать взятый с
обратным знаком показатель степени, в
которую надо возвести число 10, чтобы
получить числовое значение концентрации.
Эта величина называется водородный
показатель и обозначается рН.

Математически рН
– это десятичный логарифм концентрации
ионов водорода, взятый с обратным знаком:

рН=-lg[H+]

В нейтральном
растворе рН = 7;
В кислом растворе
рН < 7;
В щелочном растворе
рН > 7

Зная
рН раствора, можно вычислить концентрации
ионов Н+
и ОН-.
И, наоборот, по величине концентрации
ионов Н+
и ОН-
можно вычислить рН раствора.

Примеры решения
задач

Пример
1. Вычислить
водородный показатель – рН водного
раствора КОН, содержащегося в растворе
с концентрацией 4,2*10-3
моль/л.

Решение:

Концентрация
ионов ОН-
равна концентрации самой щелочи в
растворе:

[OH-]
= 4,2 *10-3
г-ион/л

Определим
концентрацию ионов Н+:

[Н+]===0,24
*10-11г-ион/л

Водородный
показатель раствора КОН равен:
рН=-lg[H+]=-lg
0,24*10-11=11,62.

Пример
2. Определить
концентрацию ионов ОН-
в растворе, рН которого равен 3,28.

Решение:

рН=
-lg
[H+]

lg[H+]=-3,28

[H+]=5,25*10-4моль/л
или 5,25 *10-4
г-ион/л

Концентрация
ионов ОН-:

[ОН-]===0,19*10-10
моль/л или
0,19*10-10
г-ион/л

Пример
3 Определить
рН 0,17н раствора СН3СООН,
константа диссоциации которой равна
1,75*10-5.

Решение:

Константа
и степень диссоциации слабого электролита
связаны между собой законом разбавления
Оствальда:

α====10-2

Определим
концентрацию ионов водорода в растворе
СН3
СООН:

[Н+]=С*
α = 0,17*1*10-2=
0,17*10-2
моль/л или 0,17*10-2
г-ион/л

Водородный
показатель СН3СООН:

рН=-lg[H+]=-lg
0,17*10-2=2,77

8. Гидролиз солей

Гидролизом
называется взаимодействие соли с водой,
в результате которого ионы водорода
воды соединяются с анионами кислотного
остатка соли, а ионы гидроксила – с
катионом металла соли. При этом образуются
кислоты (или кислая соль) и основание
(основная соль). При составлении уравнений
гидролиза необходимо определить какие
ионы соли могут связывать ионы воды (Н+
или ОН-)
в слабодиссоциирующее соединение. Это
могут быть либо ионы слабой кислоты,
либо ионы слабого основания.

К
сильным основаниям относятся щелочи
(основания щелочных и щелочоземельных
металлов): LiOH,
NaOH,
KOH,
CsOH,
FrOH,
Ca(OH)2,
Ba(OH)2,
Sr(OH)2,
Ra(OH)2.
Остальные основания – это слабые
электролиты (NH4OH,
Fe(OH)3,
Cu(OH)2,
Pb(OH)2,
Zn(OH)2
и.т.д).

К
сильным кислотам относятся HNO3,
HCl,
HBr,
HJ,
H2SO4,
H2SeO4,
HClO3,
HCLO4,
HMnO4,
H2CrO4,
H2Cr2O7.
Остальные кислоты – это слабые электролиты
(H2CO3,
H2SO3,
H2SiO3,
H2S,
HCN,
CH3COOH,
HNO2,
H3PO4
и.т.д). Так как сильные кислоты и сильные
основания полностью диссоциируют в
растворе на ионы, то с ионами воды могут
соединяться в слабодиссоциирующие
соединения только ионы кислотных
остатков слабых кислот и ионы металлов,
образующих слабые основания. Эти слабые
электролиты, связывая и удерживая ионы
Н+
или ОН-,
нарушают равновесие между молекулами
воды и ее ионами, обуславливая кислую
или щелочную реакцию раствора соли.
Поэтому гидролизу подвергаются те соли,
в состав которых входят ионы слабого
электролита, т.е. соли образованные:

1)
слабой кислотой и сильным основанием
(например, K2SiO3);

2)
слабым основанием и сильной кислотой
(например, CuSO4);

3)
слабым основанием и слабой кислотой
(например, СН3СООNН4).

Соли
сильной кислоты и сильного основания
гидролизу не подвергаются (например,
KNO3).

Ионные
уравнения реакций гидролиза составляются
по тем же правилам, что и ионные уравнения
обычных реакций обмена. Если соль
образована многоосновной слабой кислотой
или многокислотным слабым основанием,
то гидролиз протекает ступенчато с
образованием кислых и основных солей.

Примеры решения
задач

Пример
1.Гидролиз
сульфида калия K2S.

I
ступень гидролиза: образуются
слабодиссоциирующие ионы HS-.

Молекулярная форма
реакции:

K2S+H2O=KHS+KOH

Ионные уравнения:

Полная ионная
форма:

2K++S2-+H2O=K++HS-+K++OH-

Сокращенная ионная
форма:

S2-+H2O=HS-+OH-

Т.к.
в результате гидролиза в растворе соли
образуется избыток ионов ОН-,
то реакция раствора щелочная рН>7.

II
ступень: образуется слабодиссоциирующие
молекулы H2S.

Молекулярная форма
реакции

KHS+H2O=H2S+KOH

Ионные уравнения

Полная ионная
форма:

K++HS-+H2О=H2S+K++OH-

Сокращенная ионная
форма:

HS-+H2O=H2S+OH-

Среда щелочная,
рН>7.

Пример
2. Гидролиз
сульфата меди CuSO4.

I
ступень гидролиза: образуются
слабодиссоциирующие ионы (СuOH)+.

Молекулярная форма
реакции:

2CuSO4+2H2O=[CuOH]2SO4+H2SO4

Ионные уравнения

Полная ионная
форма:

2Cu2++2SO42-+2H2O=2(CuOH)++SO42-+2H++SO42-

Сокращенная ионная
форма:

Cu2++H2O=(CuOH)++H+

Т.к.
в результате гидролиза в растворе соли
образуется избыток ионов Н+,
то реакция раствора кислая рН<7.

II
ступень гидролиза: образуется
слабодиссоциирующие молекулы Сu(OH)2.

Молекулярная форма
реакции

[CuOH]2SO4+2H2O=2Cu(OH)2+H2SO4

Ионные уравнения

Полная ионная
форма:

2(CuOH)++SO42-+2H2O=
2Cu(OH)2+2H++SO42-

Сокращенная ионная
форма:

(CuOH)++H2O=Cu(OH)2+H+

Среда кислая, рН<7.

Пример
3.Гидролиз
ацетата свинца Pb(CH3COO)2.

I
ступень гидролиза: образуются
слабодиссоциирующие ионы (PbOH)+
и слабая кислота СН3СООН.

Молекулярная форма
реакции:

Pb(CH3COO)2+H2O=Pb(OH)CH3COO+CH3COOH

Ионные уравнения

Полная ионная
форма:

Pb2++2CH3COO-+H2O=(PbOH)++CH3COO-+CH3СOOH

Сокращенная ионная
форма:

Pb2++CH3COO
-+H2O=(PbOH)++CH3COOH

При
кипячении раствора гидролиз практически
идет до конца, образуется осадок Pb(OH)2

II
ступень гидролиза:

Pb(OH)CH3COO+H2O=Pb(OH)2+CH3COOH

Контрольное
задание по разделам «Ионообменные
реакции», «Произведение растворимости»,
«Ионное произведение воды. Водородный
показатель», «Гидролиз солей»

Вариант
1

Задача
1. Определите
рН 0,002 н раствора HNO3,
считая диссоциацию полной.

Ответ: 2,7

Задача
2. Написать
в ионной и молекулярной форме уравнения
ионообменных реакций:

а)
Pb(NO3)2
+ KI; б)
Na2S
+ H2SO4
; в)
HCl + Ba(OH)2.

Задача
3. В 500 мл воды
при 18 оС
растворяется 0.0166 г Ag2CrO4.
Чему равно произведение растворимости
этой соли?

Задача
4. Написать
уравнения реакций гидролиза в молекулярном
и ионном виде растворов солей: CoSO4,
Li2SO3,
Ba(NO2)2,
MnI2.

Задача
5. ПР(Ag2CO3)
равно 6,15*10-12.
Определить растворимость AgCO3
в воде.

Ответ:1,15*10-4
моль/л

Задача
6. Какое
значение рН (> или< 7) имеют растворы
солей MnCl2,
Na2CО3,
Ni(NO3)2?
Составьте ионные и молекулярные уравнения
гидролиза этих солей.

Вариант
2

Задача
1. Определите
рН раствора, содержащего в литре 0,1 г
NaOH
считая диссоциацию его полной.

Ответ:11,4

Задача
2. Написать
в ионной и молекулярной форме уравнения
ионообменных реакций:

а)
NiCl2
+ H2S;
б)
FeS + HCl; в)
HF + KOH.

Задача
3. Исходя из
произведения растворимости карбоната
кальция (ПР(CaCO3)=

4.410-9),
найти его массу, содержащуюся в 100 мл
его насыщенного раствора.

Задача
4. Написать
уравнения реакций гидролиза в молекулярном
и ионном виде растворов солей: NaBr,
CdSO4,
Hg(NO3)2,
Ba(NO3)2.

Задача
5. В 3 л
насыщенного при комнатной температуре
раствора PbSO4
содержится 0,132 г соли. Вычислите ПР
(PbSO4)

Ответ:
2,1*10-8моль/л

Задача
6. Какие из
солей Al2(SO4)3,
K2S,
Pb(NO3)2,
KCl
подвергаются гидролизу? Составьте
ионные и молекулярные уравнения гидролиза
солей.

Вариант
3

Задача
1. Вычислите
рН 0,01 н раствора СН3СООН,
степень диссоциации которой равна в
этом растворе 4,2%.

Ответ: 3,38

Задача
2. Написать
в ионной и молекулярной форме уравнения
ионообменных реакций:

а)
K2CO3
+ HCl; б)
CH3COOK
+ HNO3;
в)
Fe(OH)3
+ HNO3.

Задача
3. Найти массу
серебра, находящегося в виде ионов в 1
л насыщенного раствора AgBr (ПР(AgBr)=510-13).

Задача
4. Написать
уравнения реакций гидролиза в молекулярном
и ионном виде, указать рН растворов
следующих солей: K3PO4,
(NH4)2CO3,
CH3COOK,
BeCl2.

Задача
5. В 500 мл воды
при 18 oС
растворяется 0,0165 г Ag2CrO4.
Чему равно произведение растворимости
этой соли?

Ответ:4*10-12

Задача
6. При
смешивании растворов FeCl3
и NaCО3
происходит необратимый гидролиз соли,
протекающий до конца. Составьте ионные
и молекулярные уравнения происходящих
процессов.

Вариант
4

Задача
1. Определите
рН раствора, в литре которого содержится
0,0051 г гидроксильных ионов

Ответ:10,48

Задача
2. Написать
в ионной и молекулярной форме уравнения
ионообменных реакций:

а)
CuSO4
+ NaOH; б)
NH4Cl
+ Ca(OH)2;
в)
CH3COOH
+ NH4OH.

Задача
3. Вычислить
объём воды, необходимый для растворения
при 25 оС
1 г BaSO4

(ПР=1.810-10).

Задача
4. Указать,
какие из перечисленных ниже солей
подвергаются гидролизу: NaCN,
KNO3,
CaCl2,
KClO.
Для каждой из гидролизующихся солей
написать в молекулярной и в ионной форме
уравнения гидролиза по каждой ступени,
указать реакцию водного раствора соли.

Задача
5. Растворимость
CaCO3
при 18 oС
равна 1,3 *10-4
моль/л.
Вычислите произведение растворимости
этой соли.

Ответ:1,7*10-8

Задача
6. Какие из
солей NaClO4,
Na2S,
K2SiO3,
CoCl2
подвергаются гидролизу? Составьте
ионные и молекулярные уравнения гидролиза
соответствующих солей.

Вариант
5

Задача
1. Вычислите
концентрацию водородных и гидроксильных
ионов в растворе, рН которого равен 6,2

Ответ:
6,3*10-7;
1,6*10-8

Задача
2. Написать
в ионной и молекулярной форме уравнения
ионообменных реакций:

а)
CaCO3
+ HCl;
б) NaClO
+ HNO3;
в) HNO2
+ NH4OH.

Задача
3. В каком
объёме насыщенного раствора Ag2S
содержится 1 мг растворённой соли
(ПР=7.210-50)?

Задача
4. В какой
цвет будет окрашен лакмус в водных
растворах KCN,
FeCl3,
Na2CO3?
Ответ обосновать.

Задача
5. Концентрация
ионов фтора в насыщенном при 18 oС
растворе CaF2
равна 4*10-4
г-ион/л. Определите произведение
растворимости CaF2.

Ответ:3,2*10-9

Задача
6. Составьте
ионные и молекулярные уравнения гидролиза
соли, раствор которой имеет: щелочную
реакцию среды; кислую реакцию среды.

Вариант
6

Задача
1. Вычислите
концентрацию ионов водорода и рН для
0,5 М раствора HCl,
ионизированного на 85%.

Ответ: 0,425 моль/л;
рН=0,37

Задача
2. Написать
в ионной и молекулярной форме уравнения
ионообменных реакций:

а)
Na2SO3
+ H2SO4;
б)
AlBr3
+ AgNO3;
в)
H2S
+ NH4OH.

Задача
3. Во сколько
раз растворимость (в моль/л) Fe(OH)2
(ПР=10-15)
в воде больше растворимости Fe(OH)3
(ПР=3.810-38)
при 25 оС.

Задача
4. Указать,
какие из перечисленных ниже солей
подвергаются гидролизу: Cr(NO3)3,
K2CO3,
Na3PO4,
CuCl2.
Для каждой из гидролизующихся солей
написать в молекулярной и в ионной форме
уравнения гидролиза по каждой ступени,
указать реакцию водного раствора соли.

Задача
5. Произведение
растворимости сернокислого серебра
Ag2SO4
равно 7*10-5.
Найдите растворимость соли и выразите
ее в молях на литр и в граммах на литр.

Ответ:2,6*10-2моль/л;
8,1 г/литр

Задача
6. При
смешивании растворов Al2(SO4)3
и Na2CО3
происходит необратимый гидролиз соли,
протекающий до конца. Составьте ионные
и молекулярное уравнение гидролиза.

Вариант
7

Задача
1. Как изменится
рН чистой воды, если к литру ее прибавить
0,001 моль NaOH?

Ответ: увеличиться
на 4

Задача
2. Подберите
коэффициенты в молекулярных уравнениях
обменных реакций:

а)
SiO2
+K2CO3
= K4SiO4
+ CO2;

б)
Li3N
+ H2O
= LiOH + NH3;

в)
Ba(H2PO4)2
= Ba(PO3)2
+ H2O;

г)
диселенид углерода + гидроксид цезия =
карбонат цезия + гидроксид цезия + вода.

Задача
3. Определить
растворимость FeS
(ПР= 3.410-17).

Задача
4. Какие из
перечисленных солей подвергаются
гидролизу: NaCN,
KNO3,
KClO,
NaNO2,
CaCl2,
NaClO4?
Для каждой из гидролизуемых солей
напишите уравнения гидролиза в
ионно-молекулярной форме и укажите
реакцию водного раствора.

Задача
5. Произведение
растворимости хлорида свинца равно
2,3*10-4.
Образуется ли осадок PbCl2,
если к 0,1н раствору Pb(NO3)2
прибавить равный объем 0,4 н раствора
NaCl?

Ответ: Образуется

Задача
6. Какие из
солей Na2SO4,
FeCl3,
K2SiO3,
Cu(NO3)2
подвергаются гидролизу? Составьте
ионные и молекулярные уравнения
гидролиза.

Вариант
8

Задача
1. рН 0,08н
раствора слабой одноосновной кислоты
2,4. Чему равна Кдисс этой кислоты?

Ответ:
2*10-4

Задача
2. Подберите
коэффициенты в молекулярных уравнениях
обменных реакций:

а)
NH4VO3
= V2O5
+ NH3
+H2O;

б)
Cr2O3
+ K2S2O7
= Cr2(SO4)3
+ K2SO4;

в)
ZnSO4
+ KHCO3
= ZnCO3
+ K2SO4
+ K2CO3
+ CO2
+ H2O;

г)
гексафторид теллура + вода = ортотеллуровая
кислота + фтороводород.

Задача
3. Определить
растворимость PbS
(ПР= 8.710-29).

Задача
4. Указать,
какие из перечисленных ниже солей
подвергаются гидролизу: ZnBr2,
K2S,
Fe2(SO4)3,
MgSO4.
Для каждой из гидролизующихся солей
написать в молекулярной и в ионной форме
уравнения гидролиза по каждой ступени,
указать реакцию водного раствора соли.

Задача
5. ПР (CuCO3)
при 25 oС
равно 2,36*10-10.
определите концентрацию ионов Cu2+в
насыщенном растворе CuCO3,
содержащем K2CO3
в количестве 0,001 моль/л. Степень диссоциации
K2CO3
равна 95%.

Ответ:
2,48*10-7моль/л

Задача
6. Какие из
солей PbCl2,
Cs2CО3,
Pb(CH3COO)2,
RbCl
подвергаются гидролизу? Составьте
ионные и молекулярные уравнения
гидролиза.

Вариант
9

Задача
1. Определите
рН раствора в 3 л которого содержится
0,81*10-3молей
ионов ОН-.

Ответ: 9,2

Задача
2. Подберите
коэффициенты в молекулярных уравнениях
обменных реакций:

а)
Al2S3
+ H2O
= Al(OH)3
+ H2S;

б)
Na2HPO4
= Na4P2O7
+H2O;

в) (NH4)2SO4
+ Ca(OH)2
= NH3
+ CaSO4
+H2O;

г)
пентаоксид дииода + вода = иодноватая
кислота.

Задача
3. Следующие
соли CaF2,
RaSO4,
PbC2O4
имеют значения произведений растворимости
одного порядка (10-11).
Найти их растворимость (моль/л).

Задача
4. Какую
реакцию дают растворы солей: Na2CO3,
Na2S,
NaCN,
Na2SO3?
Почему?

Задача
5. Произойдет
ли осаждение сульфида кадмия, если к 1
л 0,1н Cd(NO3)2
прибавили такой же объем 0,01н Na2S,
если степень диссоциации Cd(NO3)2
и Na2S
соответственно равны 75% и 87%. Произведение
растворимости CdS
равно 7,1*10-28.

Ответ: произойдет

Задача
6. Составьте
ионные и молекулярные уравнения гидролиза
солей: Na3PO4,
ZnSO4,
Pb(NO3)2.
Какое значение рН (> или< 7) имеют
растворы этих солей?

Вариант
10

Задача
1. Рассчитайте
рН раствора, в 0,4 л которого содержится
0,39 моля NH3,
если Кдисс NH4OH=1,77*10-5.

Ответ: 11,6

Задача
2. Подберите
коэффициенты в молекулярных уравнениях
обменных реакций:

а)
Al2O3
+ Na2CO3
= NaAlO2
+ CO2;

б)
Ba(H2PO4)2
= Ba(PO3)2
+ H2O;

в)
(NH4)6Mo7O24
= NH3
+ MoO3
+ H2O;

г)
тетраборат натрия + серная кислота +
вода = гидроксид бора + сульфат натрия.

Задача
3. Определить
растворимость PbCl2
(ПР= 1.710-5).

Задача
4. В какой
цвет будет окрашен лакмус в водных
растворах KCN, NH4Cl,
K2SO3,
NaNO3.
Ответ обосновать.

Задача
5. Во сколько
раз уменьшится концентрация ионов
серебра в насыщенном растворе AgCl,
если прибавить к нему столько соляной
кислоты, чтобы концентрация НСl
в растворе стала равной 0,03 моль/л?
Произведение растворимости AgCl
равно 1,2*10-10.

Ответ ≈ в 2750 раз

Задача
6. При
смешивании растворов Cr(NO3)3
и Na2S
происходит необратимый гидролиз соли,
протекающий до конца. Составьте ионное
и молекулярное уравнение происходящего
гидролиза.

Вариант
11

Задача
1. Вычислите
рН раствора, если концентрация ионов
ОН-
равна (моль/л):2,52*10-5;
1,78*10-7;
492*10-3.

Ответ:
9,4; 7,25; 11,7

Задача
2. Составить
в молекулярной форме уравнения реакций,
которые выражаются следующими
ионно-молекулярными уравнениями:

а)
NO2-
+ H+
= HNO2;

б)
Cu2+
+ 2OH-
= Cu(OH)2;

в)
Pb2+
+ 2I-
= PbI2;

г)
Cu2+
+ S2-
= CuS.

Задача
3. Определить
растворимость AgCl
(ПР= 1.810-10).

Задача
4. Можно ли
при помощи индикаторов отличить друг
от друга растворы солей: NaClO4
и NaClO,
Na2CO3
и Zn(NO3)2?
Ответ обосновать.

Задача
5. В 3 л
насыщенного раствора AgJO3
содержится в виде ионов 0,176 г серебра.
Вычислите ПР AgJO3.

Ответ
3,03*10-7

Задача
6. Составьте
ионные и молекулярные уравнения гидролиза
солей: Li2S,
AlCl3,
NiSO4.Какое
значение рН имеют их растворы?

Вариант
12

Задача
1. Рассчитайте
рН следующих растворов 0,1 н HCN;
Кдисс=4,9*10-10
и 1 н NH4OH
Кдисс=1,77*10-5

Ответ: 5,15;11,62

а)
ClO-
+ H+
= HClO;

б)
Bi3+
+ 3OH-
= Bi(OH)3;

в)
Ag+
+ I-
= AgI;

г)
Ca2+
+ CO32-
= CaCO3.

Задача
3. Определить
растворимость AgI
(ПР= 2.310-16).

Задача
4. Какие из
приведённых солей подвергаются гидролизу
и как он протекает: K2SO4,
Na2Se,
NH4NO3,
ZnCl2?

Задача
5. Произведение
растворимости SrSO4
равно 3,6*10-7.
Образуется ли осадок этой соли, если
смешать равные объемы 0,002н растворов
SrCl2
и K2SO4?

Ответ: нет

Задача
6. Какие из
солей KNO3,
CrCl3,
Cu(NO3)2,
NaCN
подвергаются гидролизу? Составьте
ионные и молекулярные уравнения гидролиза
соответствующих солей.

Вариант
13

Задача
1. Сколько
граммов НСООН содержится в 0,3 л раствора
этой кислоты, имеющей рН 6,04? Кдисс=1,77*10-4.

Ответ:6,5*10-8г

Задача
2. Написать
в ионной и молекулярной форме уравнения
ионообменных реакций:

а)
Pb(NO3)2
+ KI; б)
Na2S
+ H2SO4
; в)
HCl + Ba(OH)2.

Задача
3. В 500 мл воды
при 18 оС
растворяется 0.0166 г Ag2CrO4.
Чему равно произведение растворимости
этой соли?

Задача
4. Написать
уравнения реакций гидролиза в молекулярном
и ионном виде растворов солей: CoSO4,
Li2SO3,
Ba(NO2)2,
MnI2.

Задача
5. Пять литров
насыщенного раствора Ag2Cr2O7
содержат 0,5 моля Na2Cr2O7.
Найдите концентрацию Ag+
в этом растворе, если ПР (Ag2Cr2O7)
=2*10-7
и степень диссоциации Na2Cr2O7
равна 75%.

Ответ:
1,64*10-3
моль/л

Задача
6. При
смешивании растворов Cr2(SO4)3
и Na2S
происходит необратимый гидролиз соли,
протекающий до конца. Составьте ионные
и молекулярные уравнения гидролиза.

Вариант
14

Задача
1. Рассчитайте
молярность раствора уксусной кислоты,
рН которого равен 3, Кдисс=1,75*10-5.

Ответ: 0,06М

Задача
2. Написать
в ионной и молекулярной форме уравнения
ионообменных реакций:

а)
NiCl2
+ H2S;
б)
FeS + HCl; в)
HF + KOH.

Задача
3. Исходя из
произведения растворимости карбоната
кальция (ПР(CaCO3)=

4.410-9),
найти его массу, содержащуюся в 100 мл
его насыщенного раствора.

Задача
5. Произведение
растворимости Ag2SO4
равно 7*10-5.
Образуется ли осадок, если к 0,02н раствору
AgNO3
прибавить равный объем 1н раствора
H2SO4?

Ответ: не образуется

Задача
6. Составьте
ионные и молекулярные уравнения гидролиза
солей: CH3COOK,
Al(NO3)3,
CoCl2.
Какое значение рН (> или< 7) имеют
растворы этих солей?

Вариант
15

Задача
1. Определите
концентрацию ионов Н+
и ОН-
в растворах, водородный показатель
которых равен: 3,2; 5,8; 9,1.

Ответ:

1)
6,31*10-4
моль/л; 0,16*10-10
моль/л

2)
0,13*10-10моль/л;
7,94*10-4
моль/л

3)
1,58*10-6моль/л;
0,63*10-8
моль/л

Задача
2. Написать
в ионной и молекулярной форме уравнения
ионообменных реакций:

а)
K2CO3
+ HCl; б)
CH3COOK
+ HNO3;
в)
Fe(OH)3
+ HNO3.

Задача
3. Найти массу
серебра, находящего?