Гидролиз нитрата висмута по ступеням

Аналитические реакции висмута (III)

Соли висмута (III) гидролизуются в водных растворах с образованием осадков малорастворимых оксосоединений – солей висмутила, формально содержащих катион висмутила BiO + (например, BiOCl, BiONО3 и др.). Если соль висмута (III) растворить в воде, то получают мутный раствор вследствие образования частиц продуктов гидролиза. Для подавления гидролиза и получения прозрачных растворов соль висмута (III) растворяют не в чистой воде, а в растворах кислот, чаще всего – в растворе HCl, в котором висмут (III) присутствует в форме хлоридных комплексов [BiCl6] 3- . На практике используют солянокислые растворы хлорида висмута (III).

1.Реакция с щелочами и аммиаком.

[BiCl6] 3- + 3ОН — → Bi(OH)3 ↓(белый) + 6 Cl —

· Осадок Bi(OH)3 растворяется в минеральных кислотах. Написать уравнения реакции. При нагревании белый осадок Bi(OH)3 желтеет вследствие образования оксогидроксида висмута (III) BiО(OH) (гидроксида висмутила):

2. Реакция гидролиза.

Разбавление водой растворов солей Bi(III) приводит к их гидролизу с выделением белого осадка хлорида висмутила:

[BiCl6] 3- + Н2О = BiOCl ↓(белый) + 2 HCl + 3 Cl —

· При прибавлении раствора HCl и нагревании осадок растворяется (обратная реакция). Написать уравнения реакций.В отличие от оксохлоридов сурьмы, осадок оксохлорида висмута (III) не растворяется в растворах винной кислоты и ее солей.

3. Реакция с сульфид – ионами (фармакопейная).

2 [BiCl6] 3- + 3 S 2- → Bi2S3 ↓(черно-коричневый) + 12 Cl — ; в кислой среде.

· Осадок не растворяется в разбавленных минеральных кислотах, за исключением разбавленной HNO3, в которой он растворяется с выделением свободной серы:

· Осадок Bi2S3 растворяется в присутствии хлорида железа (III) FeCl3 – также с выделением свободной серы:

4. Реакция с иодидами (фармакопейная).

[BiCl6] 3- + 3 I — → BiI3 ↓(черный) + 6 Cl —

Дальнейшее прибавление избытка раствора КI приводит к растворению осадка и образованию оранжевого раствора:

BiI3 + I — = [BiI4] — (желто-оранжевый)

При прибавлении воды к этому раствору и его нагревании сначала выпадает осадок BiI3, который затем гидролизуется с образованием желто-оранжевого осадка оксоиодида висмута BiOI (иодида висмутила):

[BiI4] — + Н2О = BiOI ↓ + 3 I — + 2H + .

5. Реакция восстановления висмута (III) до висмута (О) соединениями олова (II).

2 Bi(OH)3 + 3 [Sn(OH)4] 2- → 2 Bi 0 +3 [Sn(OH)6] 2- , рН≈10.

Олово (II) при этом окисляется до олова (IV).

Признаки реакции: Выпадает осадок черного цвета – металлический висмут.

При большом избытке щелочи и нагревании выпадает также черный осадок металлического олова вследствие протекания реакции диспропорционирования:

2 [Sn(OH)4] 2- → [Sn(OH)6] 2- + Sn + 2 OH — .

При недостатке щелочи может выпасть черный осадок оксида олова (II) SnO:

[Sn(OH)4] 2- →SnO + 2 OH — + 2 H2O

6. Реакция с тиомочевиной (тиокарбамидом).

Реакция проводится в кислой среде.

Условное обозначение молекулы тиокарбамида SC(NH2)2 – L:

[BiCl6] 3- + 3 L → [BiL3] 3+ (желтый) + 6 Cl — .

Признаки реакции: Капля окрашивается в оранжевый цвет.

7. Реакция с гидрофосфатом натрия Na2HPO4.

[BiCl6] 3- + Na2HPO4 → BiPO4 ↓ (белый)+ 6 Cl — + 2Na + + H + .

С тиосульфатом натрия при нагревании выделяется осадок сульфида Bi2S3 черно-коричневого цвета, с 8-оксихинолином и KI – оранжево-красный осадок комплексного соединения.

5.6. Аналитические реакции сурьмы (III) и сурьмы (V) .

Соли сурьмы гидролизуются в водных растворах с образованием осадков малорастворимых основных солей сурьмы.

Соединения сурьмы окрашивают пламя газовой горелки в голубой цвет.

Источник

Реакции твердое — жидкость в системе соединения висмута — салициловая кислота , страница 5

Нитратные растворы. В нитратных растворах висмут образует внутрисферные комплексы с общей формулой Bi(NO3)n 3-n , связи в которых в основном электростатического характера. Комплексообразование между ионами висмута и NO3 — связано с предварительным удалением молекул из внутренней сферы иона Bi 3+ . Связи Bi 3+ -OH2 являются достаточно прочными, и разрыв их происходит со значительной затратой энергии [27]. Согласно данным [28], образование моно- и динитратных комплексов висмута (III) происходит по экзотермическим реакциям при различных ионных силах раствора, устойчивость нитратных комплексов висмута растет с увеличением ионной силы раствора. Значения констант устойчивости приведенные в работе [29], ( метод ионного обмена на катионите в 1 мол растворах Na(ClO4 — , NO3 — ) с концентрацией ионов водорода 0,2 г-ион/л) значительно выше значений приведенных в работах [27], что может быть объяснено возможным участием в комплексообразовании гидроксокомплексов. Дегидратирующие свойства ионов водорода способствуют процессам комплексообразования в растворах, поэтому увеличение концентрации ионов водорода приводит к большим значениям bn комплексных ионов Bi(NO3)n 3-n [27].

1.3. Очистка висмута при его осаждении из нитратных растворов

Очистку висмута от примесных металлов обычно осуществляют на стадии гидролиза при добавлении к азотнокислому раствору щелочного реагента (аммиака, карбоната натрия или аммлния) или воды 33. Степень извлечения висмута в осадок в процессе его осаждения из азотнокислых растворов при добавлении щелочного реагента существенно зависит от рН раствора, температуры процесса и практически не зависит от природы щелочного реагента. Добавление щелочного реагента до рН раствора 0.8-1.0 позволяет извлекать в виде основного нитрата 90-95% висмута, но часть примесных металлов осаждается с висмутом и на стадии промывки осадка удаляются медленно и не полностью.

Соединения висмута высокой чистоты получают путем снижения кислотности раствора висмута при его разбавлении водой, при этом висмут гидролизуется с образованием осадка основного нитрата висмута BiONO3·H2O.

Степень гидролиза и выход основного нитрата висмута зависит от соотношения реагентов и определяется конечными равновесными концентрациями висмута и азотной кислоты в растворе. Оптимальный прямой выход висмута в осадок (80-85%) достигается при разбавлении раствора водой (1:10), когда равновесная концентрация висмута в маточном растворе составляет 5-6 г/л, а азотной кислоты в исходном висмутсодержащем растворе — 50-70 г/л.

Благодаря тому, что водный гидролиз проходит в кислой среде, примесные металлы (железо, свинец, цинк, никель, медь, серебро и др.) остаются в растворе, в результате чего достигается очистка висмута от сопутствующих примесей. Проведение гидролиза при температуре 40-80 0 С позволяет получить легкофильтруемый крупнокристаллический осадок основного нитрата висмута повышенной чистоты и снизить время осаждения.

Установлено [34], что ответственным за осаждение висмута в виде основного нитрата является катион Bi6O4(OH)4 6+ , высокий заряд которого препятствует сорбции положительно заряженных катионов металлов примесей. Данные рентгенофазового анализа, электронной микроскопии твердых продуктов гидролиза и их химический анализ свидетельствуют о том, что в области количественного осаждения висмута (рН=0.9-1.0) и температуре процесса менее 40 0 С основной нитрат имеет состав [Bi6O4(OH)4](NO3)6·4H2O. Кристаллическая структура осадка способствует захвату большого количества маточного раствора, содержащего примеси. Осаждаемый при повышенной температуре (>40 0 С) основной нитрат состава [Bi6O4(OH)4](NO3)6·H2O наиболее отвечает требованиям чистоты. Для очистки продуктов гидролиза от примесных металлов их последовательно промывают слабоазотнокислым раствором (рН=1) и водой при температуре процесса равной 50 0 С. Промывка слабоазотнокислым раствором, не меняя состав продукта гидролиза, позволяет эффективно очищать его от маточного раствора, содержащего примесные металлы, а промывка водой приводит к его перекристаллизации с образованием основного нитрата висмута состава [Bi6O5(OH)3](NO3)5·3H2O.

  • АлтГТУ 419
  • АлтГУ 113
  • АмПГУ 296
  • АГТУ 267
  • БИТТУ 794
  • БГТУ «Военмех» 1191
  • БГМУ 172
  • БГТУ 603
  • БГУ 155
  • БГУИР 391
  • БелГУТ 4908
  • БГЭУ 963
  • БНТУ 1070
  • БТЭУ ПК 689
  • БрГУ 179
  • ВНТУ 120
  • ВГУЭС 426
  • ВлГУ 645
  • ВМедА 611
  • ВолгГТУ 235
  • ВНУ им. Даля 166
  • ВЗФЭИ 245
  • ВятГСХА 101
  • ВятГГУ 139
  • ВятГУ 559
  • ГГДСК 171
  • ГомГМК 501
  • ГГМУ 1966
  • ГГТУ им. Сухого 4467
  • ГГУ им. Скорины 1590
  • ГМА им. Макарова 299
  • ДГПУ 159
  • ДальГАУ 279
  • ДВГГУ 134
  • ДВГМУ 408
  • ДВГТУ 936
  • ДВГУПС 305
  • ДВФУ 949
  • ДонГТУ 498
  • ДИТМ МНТУ 109
  • ИвГМА 488
  • ИГХТУ 131
  • ИжГТУ 145
  • КемГППК 171
  • КемГУ 508
  • КГМТУ 270
  • КировАТ 147
  • КГКСЭП 407
  • КГТА им. Дегтярева 174
  • КнАГТУ 2910
  • КрасГАУ 345
  • КрасГМУ 629
  • КГПУ им. Астафьева 133
  • КГТУ (СФУ) 567
  • КГТЭИ (СФУ) 112
  • КПК №2 177
  • КубГТУ 138
  • КубГУ 109
  • КузГПА 182
  • КузГТУ 789
  • МГТУ им. Носова 369
  • МГЭУ им. Сахарова 232
  • МГЭК 249
  • МГПУ 165
  • МАИ 144
  • МАДИ 151
  • МГИУ 1179
  • МГОУ 121
  • МГСУ 331
  • МГУ 273
  • МГУКИ 101
  • МГУПИ 225
  • МГУПС (МИИТ) 637
  • МГУТУ 122
  • МТУСИ 179
  • ХАИ 656
  • ТПУ 455
  • НИУ МЭИ 640
  • НМСУ «Горный» 1701
  • ХПИ 1534
  • НТУУ «КПИ» 213
  • НУК им. Макарова 543
  • НВ 1001
  • НГАВТ 362
  • НГАУ 411
  • НГАСУ 817
  • НГМУ 665
  • НГПУ 214
  • НГТУ 4610
  • НГУ 1993
  • НГУЭУ 499
  • НИИ 201
  • ОмГТУ 302
  • ОмГУПС 230
  • СПбПК №4 115
  • ПГУПС 2489
  • ПГПУ им. Короленко 296
  • ПНТУ им. Кондратюка 120
  • РАНХиГС 190
  • РОАТ МИИТ 608
  • РТА 245
  • РГГМУ 117
  • РГПУ им. Герцена 123
  • РГППУ 142
  • РГСУ 162
  • «МАТИ» — РГТУ 121
  • РГУНиГ 260
  • РЭУ им. Плеханова 123
  • РГАТУ им. Соловьёва 219
  • РязГМУ 125
  • РГРТУ 666
  • СамГТУ 131
  • СПбГАСУ 315
  • ИНЖЭКОН 328
  • СПбГИПСР 136
  • СПбГЛТУ им. Кирова 227
  • СПбГМТУ 143
  • СПбГПМУ 146
  • СПбГПУ 1599
  • СПбГТИ (ТУ) 293
  • СПбГТУРП 236
  • СПбГУ 578
  • ГУАП 524
  • СПбГУНиПТ 291
  • СПбГУПТД 438
  • СПбГУСЭ 226
  • СПбГУТ 194
  • СПГУТД 151
  • СПбГУЭФ 145
  • СПбГЭТУ «ЛЭТИ» 379
  • ПИМаш 247
  • НИУ ИТМО 531
  • СГТУ им. Гагарина 114
  • СахГУ 278
  • СЗТУ 484
  • СибАГС 249
  • СибГАУ 462
  • СибГИУ 1654
  • СибГТУ 946
  • СГУПС 1473
  • СибГУТИ 2083
  • СибУПК 377
  • СФУ 2424
  • СНАУ 567
  • СумГУ 768
  • ТРТУ 149
  • ТОГУ 551
  • ТГЭУ 325
  • ТГУ (Томск) 276
  • ТГПУ 181
  • ТулГУ 553
  • УкрГАЖТ 234
  • УлГТУ 536
  • УИПКПРО 123
  • УрГПУ 195
  • УГТУ-УПИ 758
  • УГНТУ 570
  • УГТУ 134
  • ХГАЭП 138
  • ХГАФК 110
  • ХНАГХ 407
  • ХНУВД 512
  • ХНУ им. Каразина 305
  • ХНУРЭ 325
  • ХНЭУ 495
  • ЦПУ 157
  • ЧитГУ 220
  • ЮУрГУ 309

Полный список ВУЗов

Чтобы распечатать файл, скачайте его (в формате Word).

Источник

РАЗДЕЛ 9. ГИДРОЛИЗ СОЛЕЙ.

Гидролиз солей–это химическое взаимодействие ионов соли с ионами воды, приводящее к образованию слабого электролита. При реакции гидролиза происходит разложение веществ водой приводящее к обменному взаимодействию ионов соли с молекулами воды, в результате которого изменяется характер среды (соотношение между ионами водорода и гидроксила в растворе).

Водородный показатель (рН): В воде всегда присутствует немного катионов водорода и гидроксидионов, которые образуются в результате обратимой диссоциации:

H2O H + + OH —

В 1 л чистой воды при комнатной температуре содержится 1 . 10 -7 моль катионов водорода и 1 . 10 -7 моль гидроксидионов. Поскольку оперировать числами такого порядка неудобно, для количественной характеристики кислотности среды используют так называемый водородный показатель рН. Каждое значение рН отвечает определенному содержанию катионов водорода 1л раствора. В чистой воде и в нейтральных растворах, где в 1 л содержится 1 . 10 -7 моль катионов водорода, значение рН равно 7. В растворах кислот содержание катионов водорода увеличивается, а содержание гидроксидионов уменьшается, в растворах щелочей наблюдается обратная картина. В соответствии с этим меняется и значение водородного показателя (рН).
Кислоты, попадая в воду, диссоциируют, и содержание катионов водорода в расчете на 1 л раствора становится больше 1 . 10 -7 моль. Сильные кислоты в водной среде диссоциируют необратимо. Например, хлороводородная кислота полностью превращается в катионы водорода H + и хлоридные анионы Cl — :

Если в 1 л водного раствора содержится 1 . 10 -2 моль HCl, то катионов водорода H + в этом объеме тоже 1 . 10 -2 моль. Значение водородного показателя (рН) для этого раствора оказывается равным 2. Когда в том же объеме раствора содержится 1 . 10 -3 моль HCl, то катионов H + становится уже 1 . 10 -3 моль (рН = 3), если хлороводородной кислоты 1 . 10 -4 моль, то содержание H + — 1 . 10 -4 моль (рН = 4), и т.д.

Диссоциация слабых кислот, например угольной, протекает обратимо:

H2CO3 H + + HCO3

Далеко не все присутствующие в растворе молекулы H2CO3 превращаются в катионы H + и анионы HCO3 — . Тем не менее катионов H + в растворах таких кислот больше, чем в чистой воде (например, 1 . 10 -5 или 1 . 10 -6 моль в каждом литре раствора). Таким образом, в растворах кислот катионов водорода в 1 л раствора содержится всегда больше, чем 1 . 10 -7 , а рН оказывается меньше 7. Водородный показатель рН, меньший 7, отвечает кислотной среде раствора.
Если рН находится в интервале 5-7, то среда раствора считается слабокислотной, если рН меньше 5, то сильнокислотной: чем сильнее кислота, тем ниже значение рН.

В результате диссоциации оснований в водном растворе появляются гидроксидионы, которые связывают катионы водорода, присутствующие в чистой воде, и уменьшают их количество в щелочном растворе:

NaOH = Na + + OH —
H + + OH — = H2O

Растворение в 1 л воды 1 . 10 -2 моль сильного основания – гидроксида натрия NaOH приводит к появлению 1 . 10 -2 моль гидроксидионов. Содержание катионов водорода в полученном растворе оказывается равным 1 . 10 -12 моль, а рН принимает значение 12. Если в 1 л воды растворить 1 . 10 -3 моль NaOH, то гидроксидионов получится 1 . 10 -3 моль (1 . 10 -11 моль катионов H + , рН = 11).
Растворение в том же объеме 1 . 10 -4 моль NaOH даст 1 . 10 -4 моль OH — (1 . 10 -10 моль катионов H + , рН = 10), и т.д. Таким образом, в растворах оснований содержание катионов водорода всегда меньше 1 . 10 -7 моль в 1 л, а водородный показатель (рН) — больше 7. Среда в таких растворах щелочная.

Для растворов сильных оснований, диссоциация которых идет необратимо, значение рН будет существенно выше 7. Диссоциация слабых оснований, например, гидрата аммиака, протекает лишь частично, гидроксидионов в этом случае образуется меньше, и рН не столь заметно превышает значение, характерное для нейтральной среды. Раствор считается слабощелочным при рН от 7 до 9 и сильнощелочным при рН выше 9.

Значения водородного показателя (рН) водных растворов распространенных веществ обычно находятся в интервале от 1 до 13. Приближенно оценить рН растворов можно с помощью кислотно-основных индикаторов. Для более точного измерения водородного показателя используют приборы рН-метры.

Реакция гидролиза – это реакция обратная реакции нейтрализации. При этом имеет место смещение равновесия диссоциации воды H2О ó OH + Н + вследствие связывания одного из (или обоих) ионов воды ионами растворенного вещества с образованием малодиссоциированного или труднорастворимого продукта.

При составлении ионно-молекулярного уравнения реакции гидролиза необходимо:

а) записать уравнение диссоциации соли;

б) определить природу катиона и аниона;

в) записать ионно-молекулярное уравнение реакции, учитывая баланс электрических зарядов и что вода – слабый электролит (К = 1,8 * 10 -16 ).

Гидролиз протекает обратимо, ступенчато, продукты гидролиза солей, как правило, определяются первой ступенью. Если рассматривать соль как продукт нейтрализации основания кислотой, то можно разделить соли на четыре группы, для каждой из которых гидролиз будет протекать по-своему.

1. Соли, образованные слабым основанием и сильной кислотой

2. Соли, образованные сильным основанием и слабой кислотой

3. Соли, образованные сильным основанием и сильной кислотой

4. Соли, образованные слабым основанием и слабой кислотой

Сильные основания образовывают щелочные металлы – это металлы 1 группы, главной подгруппы и щелочно-земельные металлы – это металлы 2 группы, главной подгруппы, начиная с Ca.

Сильные кислоты –это кислоты, которые практически полностью диссоциируют при попадании в воду. Сильные бескислородные кислоты образуют только галогены (за исключением F (фтора)). Это HCl, HBr, HI. Сильные кислородосодержащие кислоты – это HNO3, HMnO4, H2SO4, H2CrO4

1. Соли, образованные слабым основанием и сильной кислотой ( Bi(NO3)3, FeCl2, NH4Cl, Al2(SO4)3, MgSO4 и т.д.) подвергаются ступенчатому гидролизу, при котором накапливаются катионы H + .

Гидролиз этой соли протекает по катиону, запишем сокращенное ионное уравнение гидролиза, помня, что гидролиз протекает обратимо (равновесие смещено в сторону обратной реакции) и ступенчато (к исходному иону присоединяется только один гидроксильный ион):

Bi 3+ + 3NO3 — + HOH ó BiOH 2+ + 2NO3 — + Н + + NO3

Bi 3+ + HOH ó BiOH 2+ + Н +

На первой ступени образуется основная соль – нитрат гидроксовисмута

BiOH 2+ + HOH óBi(OH)2 + + H +

На второй ступени образуется основная соль – нитрат дигидроксовисмута

2BiOH 2+ + HOH ó Bi(OH)3 + H +

В результате гидролиза образуется гидроксид висмута слабый электролит, катион H + . Раствор приобретает кислую среду, рН раствора — .

Гидролиз протекает за счет взаимодействия ионов S — с молекулами H2O. Запишем сокращенное ионное уравнение реакции гидролиза, помня, что гидролиз протекает обратимо (при этом равновесие смещено в сторону обратной реакции) и ступенчато (к исходному иону присоединяется только один ион водорода):

1 ст. K2S + НОH ó KHS + KОН

2K + +S 2- + НОH ó НS — + 2K + + ОН —

S 2- + НОH ó НS — + ОН —

2 ст. KHS + НОН ó H2S + KОН

K + +НS — + НОH ó Н2S — + K + + ОН —

НS — + НОH ó Н2S — + ОН —

В результате гидролиза образуется слабый электролит гидроксидион ОН — , и другие ионы. Раствор приобретает щелочную среду, рН раствора > 7

3. Соли, образованные сильным основанием и сильной кислотой(KBr, NaCl, NaNO3 и т.д.), не гидролизуются, т.е. не взаимодействуют с ионами воды.

NaCl + HOH ó NaOH + HCl

Na + + Cl — + HOH ó Na + + OH — + H + + Cl —

В этом случае слабый электролит не образуется. Реакция среды остается нейтральной, рН раствора = 7

4.Соль, образованная слабым основанием и слабой кислотой (СН3СООNН4, (NН4)2СО3, Al2S3). Соли, образованные катионом слабого основания и анионом слабой кислоты, гидролизуются одновременно и по катиону, и по аниону с образованием слабого основания и слабой кислоты. Характер среды в таких растворах будет зависеть от свойств образующихся слабых электролитов.

В результате образуется малодиссоциирующие основание и кислота. рН растворов таких солей зависит от относительной силы кислоты и основания, т.е. реакция среды может быть либо слабокислой (если основание образовавшееся в результате гидролиза окажется более слабым, чем кислота), либо слабощелочной (если основание образовавшееся в результате гидролиза окажется более сильным, чем кислота), либо нейтральной (если образующееся кислота и основание имеют одинаковую силу). Мерой силы кислоты и основания является константа диссоциации соответствующего реактива.

Константы диссоциации Kа(b) некоторых слабых электролитов при 298 К

Электролит Уравнение диссоциации Kа(b)
Азотистая кислота HNO2 D NO2 – + Н + 5,1×10 –4
Бензойная кислота НС7Н5О2 D С7Н5О2 – +Н + 6,14×10 –5
Бромноватистая кислота HBrO D BrO – + Н + 2,1×10 –9
Муравьиная кислота НСООН D НСОО — + Н + 1,8×10 –4
Фтороводородная кислота HF D F — + H + 7,4×10 –4
Сернистая кислота H2SO3 D HSO3 — + H + HSO3 – D SO3 2 — + H + 1,3×10 –2 5,0×10 –6
Сероводородная кислота H2S D HS — + H + HS – D S 2 — + H + 5,7×10 –8 1,2×10 –1 3
Угольная кислота Н2СО3 D НСО3 — + Н + НСО3 – D СО3 2 — + Н + 4,3×10 –7 5,6×10 –11
Уксусная кислота СН3СООН D СН3СОО — + Н + 1,8×10 –5
Фосфорная кислота H3PO4 D H2PO4 — + H + H2PO4 – D HPO4 2 — + H + HPO4 2– D PO4 3 — + H + 7,5×10 –3 6,2×10 –8 2,2×10 –13
Цианистоводородная кислота HCN D CN – + H + 4,9×10 –10
Щавелевая кислота Н2С2О4 D НС2О4 — +Н + НС2О4 – D С2О4 2 — +Н + 5,9×10 –2 6,4×10 –4
Гидроксид аммония NH4OH D NH4 + + OH — 1,77×10 –5
Гидроксид свинца Pb(OH)2 D PbOH + + OH — PbOH + D Pb 2+ + OH — 9,6×10 –4 3,0×10 –8
Гидроксид цинка Zn(OH)2 D ZnOH + + OH — ZnOH + D Zn 2+ + OH — 5,0×10 –5 1,5×10 –9

Для того чтобы определить характер среды, необходимо сопоставить константы диссоциации слабой кислоты СН3СООН (Кд = 1,8×10 –5 ) и слабого основания NН4ОH (Кд = 1,77×10 –5 ). Из сравнения констант диссоциации кислоты и основания [1,8×10 –5 ≈ 1,77×10 –5 ] следует, что раствор должен иметь нейтральную среду.

КОНТРОЛЬНЫЕ ЗАДАНИЯ

241. Какое значение рН имеют растворы солей К2S, CrCl3? Составьте ионно-молекулярное и молекулярное уравнения гидролиза этих солей.

242. см. условие задачи 241: ZnCl2 и Na2CO3

243. см. условие задачи 241: CH3COONH4 и KCN

244. см. условие задачи 241: FeCl3 и Na2CO3

245. см. условие задачи 241: NH4CN и KCl

246. см. условие задачи 241: Cu(NO3)2и Na2CO3

247. см. условие задачи 241: AlCl3 и CaS

248. см. условие задачи 241: NiSO4 и K2S

249. см. условие задачи 241: Pb(NO3)2 и Fe2(SO4)3

250. см. условие задачи 241: AlCl3 и RbCN

251. см. условие задачи 241: Al(NO3)3 и CH3COONH4

252. см. условие задачи 241: CuCl2 и Cs2S

253. см. условие задачи 241: Cr(NO3)3 и Na2SO3

254. см. условие задачи 241: Al2(SO4)3 и Са(CH3COO)2

255. см. условие задачи 241: FeCl2 и Ni(NO3)2

256. см. условие задачи 241: Fe(NO3)3 и Na2SiO3

257. см. условие задачи 241: MgSO4 и Na2SiO3

258. см. условие задачи 241: Cr(NO3)3 и K2S

259. см. условие задачи 241: Al2S3 и NaF

260. см. условие задачи 241: NiSO4 и NaCN

261. см. условие задачи 241: K3PO4 и Ba(ClO)2

262. см. условие задачи 241: CuSO4 и K2CO3

263. см. условие задачи 241: Zn(NO3)2 и NH4CNS

264. см. условие задачи 241: AlBr3 и K2S

265. см. условие задачи 241: SbCl3 и NaH2PO4

266. см. условие задачи 241: AlI3 и Na3BO3

267. см. условие задачи 241: CH3COONH4 и KClO

268. см. условие задачи 241: Cr2(SO4)3 и Ca(CH3COO)2

269. см. условие задачи 241: K2CO3 и NiCl2

270. см. условие задачи 241: BaCl2 и Rb2S

Источник

Читайте также:  Не смогла подняться по лестнице
Оцените статью