Гидролиз нитрата висмута по ступеням

Содержание

Аналитические реакции висмута (III)
Реакции твердое — жидкость в системе соединения висмута — салициловая кислота , страница 5
РАЗДЕЛ 9. ГИДРОЛИЗ СОЛЕЙ.

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 b_n 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 K_а(b) некоторых слабых электролитов при 298 К

Электролит	Уравнение диссоциации	K_а(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