Контрольная работа: Гидролиз солей. Особенности почвенного гидролиза. Гидролиз солей контрольная

7 Гидролиз солей

Лабораторная работа №7. Гидролиз солей.

Цель работы: Выяснить какие соли подвергаются гидролизу, и какие параметры на него влияют.

Ход работы:

Опыт №1. Реакция среды в растворах различных солей.

В четыре пробирки налил по 10 капель дистиллированной воды и по 5 капель индикатора лакмуса. В первую пробирку я насыпал 1 микрошпатель карбоната натрия (наблюдал изменение цвета на синий), во вторую – хлорида алюминия (тёмно-красный), в третью – хлорида натрия (цвет не изменился). Чётвертая пробирка с дистиллированной водой и лакмусом осталась в качестве эталона.

Номер пробирки	Раствор соли	Цвет лакмуса	Реакция среды	Ион, обусловливающий гидролиз
1		синий	щелочная
2		красный	кислая
3		фиолетовый	нейтральная	нет такого
4		фиолетовый	нейтральная	---------

()

3) Соль образована катионом сильного основания и анионом сильной кислоты гидролиз не идёт.

При растворении хлорида натрия цвет лакмуса не изменился потому, что хлорид натрия образован катионом сильного основания и анионом сильной кислоты (гидролизу могут подвергаться лишь те соли, ионы которых способны образовывать с ионами илималодиссоциирующие соединения), а раз среди продуктов и исходных веществ нет малодиссоциированных соединений, кроме воды, то в данной химической реакции равновесие будет смещено влево ()не будет накопления ионовилисреда останется нейтральной.

Для солей вида , где-катион сильного основания, а- анион слабой кислоты:

где- слабая кислота.

Для солей вида , где-катион слабого основания, а- анион сильной кислоты:

где- слабое основание.

При гидролизе карбоната натрия образуются кислая соль () и свободная щёлочь (). Но дальше гидролиз не идёт из-за накопления в растворе ионов, а для выделения углекислого газа необходимо, чтобы гидролиз шёл полностью, т.е. с образованием. Та же проблема с осадком гидроксида алюминия, т.к. для образования осадка гидролиз должен идти полностью, чего не происходит. В обеих реакциях равновесие смещено влево (т.к. получаемые вещества гораздо более диссоциированны, чем вода)гидролиз идёт лишь в незначительной степени.

Опыт №2. Полный гидролиз солей, образованных слабым основанием и слабой кислотой.

В пробирку налил 6 капель сульфата алюминия и прибавил 6 капель концентрированного раствора карбоната натрия. Наблюдал образование осадка гидроксида алюминия и выделение пузырьков углекислого газа.

равновесие смещено вправо, т.к.в избытке).

образовано катионом слабого основания и анионом слабой кислоты (большая степень гидролиза).

1 ступень	()
2 ступень	()
3 ступень	()

О полном гидролизе данной соли можно судить по выпадению осадка гидроксида алюминия. В водном растворе не может быть получен осадок карбоната алюминия, т.к. он мгновенно подвергнется гидролизу (гидролиз идёт до конца карбонат алюминия полностью разлагается водой).

Если кислота и основание, образующие соль, не только слабые электролиты, но и малорастворимы или неустойчивы и разлагаются с образованием летучих продуктов, то гидролиз такой соли сопровождается полным её разложением (идёт до конца).

Степень гидролиза солей такого типа гораздо выше, чем у рассмотренных ранее.

Опыт №3. Влияние силы кислоты, образующей соль, на степень её гидролиза.

В одну пробирку я налил 7 капель сульфита натрия, в другую – 7 капель карбоната натрия. В каждую из них добавил по одной капле индикатора фенолфталеина. Во второй пробирке окраска фенолфталеина наиболее интенсивна.

подвергается гидролизу в большей степени.

Константа гидролиза тем больше, чем меньше константы диссоциации кислоты и основания, образующих соль.

Опыт №4. Влияние температуры на степень гидролиза.

Налил в пробирку 7 капель ацетата натрия и добавил 2 капли фенолфталеина. Осторожно нагрел, наблюдал появление розовой окраски.

Степень диссоциации воды при повышении температуры сильно увеличивается (тогда как у подавляющего большинства других электролитов она изменяется незначительно), следовательно, при нагревании раствора концентрация в нём ионов исущественно возрастает, что повышает вероятность образования малодиссоциированных молекул слабой кислоты или основания. Поэтому при нагревании раствора степень гидролиза сильно увеличивается. При охлаждении – всё наоборот.

()

С увеличением температуры увеличивается степень гидролиза, а значит, в данном растворе будет увеличиваться число ионов раствор будет приобретать розовый цвет, при уменьшении температуры – всё наоборот.

Опыт №5. Практическое значение гидролиза. Влияние гидролиза на коррозию металлов в растворах солей.

В пробирку с 10 каплями раствора хлорида алюминия я внёс кусочек алюминиевой стружки, осторожно нагрел и наблюдал выделение пузырьков.

()

В данной пробирке пузырьки водорода образуются вследствие взаимодействия (образовавшейся в результате гидролиза) соляной кислоты с алюминием.

В пробирку с 10 каплями карбоната натрия внёс кусочек алюминия, осторожно нагрел и наблюдал выделение пузырьков.

()

В данной пробирке пузырьки водорода образуются вследствие взаимодействия (образовавшейся в результате гидролиза) сильной щёлочи с алюминием.

Основные результаты: На опыте я выяснил, какие соли подвергаются гидролизу, и какие параметры на него влияют.

Выводы= Контрольные вопросы:

1) Гидролизом солей называется реакция обменного разложения соли водой, в результате которого образуется слабый электролит. Гидролизу могут подвергаться лишь те соли, ионы которых способны образовывать с ионами илималодиссоциирующие соединения.

2) Соли, образованные слабым основанием и слабой кислотой.

3) Растворы солей, образованных слабым основанием и сильной кислотой, имеют кислую среду ().

4) Растворы солей, образованных сильным основанием и слабой кислотой, имеют щелочную среду ().

Для растворов солей, образованных слабым основанием и слабой кислотой, нужно выяснить: степень диссоциации какого из получившихся малодиссоциированных соединений больше – если у кислоты больше, чем у основания, то среда слабокислая, если больше у щёлочи, то среда слабощелочная.

5) Потому, что гидролиз идёт лишь в незначительной степени.

6) Объяснение дано в опыте №4. Это можно объяснить и по-другому: реакции нейтрализации экзотермичны (см. лаб. Раб. №5), следовательно, гидролиз, обратный процессу нейтрализации, эндотермичен, поэтому (по принципу Ле-Шателье) с увеличением температуры гидролиз усиливается (равновесие сдвигается в сторону эндотермической реакции).

Разбавление раствора, т.е. добавление избытка воды, в соответствии с законом действующих масс, приводит к тому, что гидролиз идёт полнее степень гидролиза увеличивается.

studfiles.net

Гидролиз солей. Особенности почвенного гидролиза

Содержание

Введение

1. Гидролиз солей

1.1 Характеристики гидролиза

1.2 Гидролиз солей слабых кислот и сильных оснований

Возможно вы искали - Курсовая работа: Гидроочистка дизельных топлив

1.3 Гидролиз солей сильных кислот и слабых оснований

1.4 Гидролиз солей слабых кислот и слабых оснований

1.5 Гидролиз солей многоосновных кислот и оснований

2. Особенности почвенного гидролиза и его значение

Список использованной литературы

Введение

Похожий материал - Билеты: Гомогенное химическое равновесие

Гидролизом называется взаимодействие вещества с водой, при котором составные части вещества соединяются с составными частями воды. Такое определение охватывает и гидролиз органических соединений - сложных эфиров, жиров, углеводов, белков - и гидролиз неорганических веществ - солей, галогенов, галогенидов, неметаллов и т.д. Настоящая работа посвящена гидролизу солей - одному из важных примеров гидролиза веществ, который наиболее хорошо изучен, а так же особенностям почвенного гидролиза солей и его значению в сельском хозяйстве.

1. Гидролиз солей

В случае реакций нейтрализации, в которых участвуют слабые кислоты и основания, реакции протекают не до конца. Это значит, что при этом в той или иной степени протекает и обратная реакция (взаимодействие соли с водой), приводящая к образованию кислоты и основания. Это и есть гидролиз соли. В реакции гидролиза вступают соли, образованные слабой кислотой и сильным основанием, или слабым основанием и сильной кислотой, или слабой кислотой и слабым основанием. Соли, образованные сильной кислотой и сильным основанием, гидролизу не подвергаются; нейтрализация в этом случае сводится к процессу H + + OH - =h3 O, а обратная реакция - диссоциация молекул воды на ионы - протекает в ничтожно малой степени: при 25 0 С ионное произведение воды

КW = CН +. СОН - = 10-14 .

1.1 Характеристики гидролиза

Рассмотрим гидролиз соли, образованной одноосновной кислотой и одновалентным металлом. Запишем уравнение гидролиза в общем виде. Пусть НА - кислота, МОН - основание, МА - образования или соль. Тогда уравнение гидролиза будет иметь вид: МА + Н2 О НА + МОН.

Будем рассматривать достаточно разбавленные растворы. Тогда равновесию реакции (1) при заданной температуре отвечает постоянная величина - константа равновесия

К =	СНА. СМОН
	СМА . СН2О

Очень интересно - Реферат: Гравиметрический анализ

Где Сi - молярные концентрации веществ. Концентрация воды в разбавленных растворах представляет собой практически постоянную величину. Обозначая К. Сн2 о = Кг, получим

Кг =	СНА. СМОН	(2)
	СМА

Величина Кг называется константой гидролиза соли. Ее значение характеризует способность данной соли подвергаться гидролизу; чем больше Кг, тем в большей степени (при одинаковых температуре и концентрации соли) протекает гидролиз.

Отношение числа молей соли, подвергшихся гидролизу (Сг), к общему числу молей соли в растворе (СМА), называется степенью гидролиза.

=	Сг	(3)
	СМА

Для вещества типа МА величина Сг равна концентрации любого из продуктов гидролиза - реакции (1). Поэтому степень гидролиза может быть определена из соотношений вида:

=	Сг	=	Смон	.
	СМА		Сма

Используя такие соотношения и выражение (2) для константы гидролиза, можно легко получить уравнение, связывающее степень и константу гидролиза.

1.2 Гидролиз солей слабых кислот и сильных оснований

Вам будет интересно - Отчет по практике: Гранулированная форма хитозана. Получение и свойства

Если соль образована слабой кислотой и сильным основанием, то реакцию гидролиза можно схематически изобразить так:

М+ + А - + Н2 О НА + М+ + ОН- . (4)

Связывания иона гидроксония Н+ анионами слабой кислоты А - приводит нарушению равновесия реакции диссоциации воды

Н2 О Н+ + ОН-

И появлению избыточной концентрации ОН- . При этом Сн+ < Cон - и раствор имеет щелочную реакцию. Константа гидролиза реакции (4)

Кг=	СНА * Сон-	=	СНА * Сон-	(5)
	СМ+ * СА -		СА -

Похожий материал - Учебное пособие: Графический метод решения химических задач

Слабая кислота НА, получающаяся при гидролизе, диссоциирует, хотя и в малой степени, на ионы:

НА Н+ + А - (6)

В противном случае гидролиз шел бы до конца - вся соль превращалась бы в НА и МОН. Выразив константу диссоциации слабой кислоты - константу равновесия реакции (6) - следующим образом:

К кисл. =	СН. СА-
	СНА

К-во Просмотров: 181

Бесплатно скачать Контрольная работа: Гидролиз солей. Особенности почвенного гидролиза

cwetochki.ru

Контрольная работа - Гидролиз солей. Особенности почвенного гидролиза

Содержание

Введение

1. Гидролиз солей

1.1 Характеристики гидролиза

1.2 Гидролиз солей слабых кислот и сильных оснований

1.3 Гидролиз солей сильных кислот и слабых оснований

1.4 Гидролиз солей слабых кислот и слабых оснований

1.5 Гидролиз солей многоосновных кислот и оснований

2. Особенности почвенного гидролиза и его значение

Список использованной литературы

Гидролизом называется взаимодействие вещества с водой, при котором составные части вещества соединяются с составными частями воды. Такое определение охватывает и гидролиз органических соединений — сложных эфиров, жиров, углеводов, белков — и гидролиз неорганических веществ — солей, галогенов, галогенидов, неметаллов и т.д. Настоящая работа посвящена гидролизу солей — одному из важных примеров гидролиза веществ, который наиболее хорошо изучен, а так же особенностям почвенного гидролиза солей и его значению в сельском хозяйстве.

В случае реакций нейтрализации, в которых участвуют слабые кислоты и основания, реакции протекают не до конца. Это значит, что при этом в той или иной степени протекает и обратная реакция (взаимодействие соли с водой), приводящая к образованию кислоты и основания. Это и есть гидролиз соли. В реакции гидролиза вступают соли, образованные слабой кислотой и сильным основанием, или слабым основанием и сильной кислотой, или слабой кислотой и слабым основанием. Соли, образованные сильной кислотой и сильным основанием, гидролизу не подвергаются; нейтрализация в этом случае сводится к процессу H + + OH — =h3 O, а обратная реакция — диссоциация молекул воды на ионы — протекает в ничтожно малой степени: при 25 0С ионное произведение воды

КW = CН +. СОН — = 10-14 .

Рассмотрим гидролиз соли, образованной одноосновной кислотой и одновалентным металлом. Запишем уравнение гидролиза в общем виде. Пусть НА — кислота, МОН — основание, МА — образования или соль. Тогда уравнение гидролиза будет иметь вид: МА + Н2 О НА + МОН.

Будем рассматривать достаточно разбавленные растворы. Тогда равновесию реакции (1) при заданной температуре отвечает постоянная величина — константа равновесия

К =	СНА. СМОН
СМА. СН2О

Где Сi — молярные концентрации веществ. Концентрация воды в разбавленных растворах представляет собой практически постоянную величину. Обозначая К. Сн2 о = Кг, получим

Кг =	СНА. СМОН	(2)
СМА

=	Сг	(3)
СМА

Для вещества типа МА величина Сг равна концентрации любого из продуктов гидролиза — реакции (1). Поэтому степень гидролиза может быть определена из соотношений вида:

=	Сг	=	Смон	.
СМА	Сма

М+ + А — + Н2 О НА + М+ + ОН-. (4)

Связывания иона гидроксония Н+ анионами слабой кислоты А — приводит нарушению равновесия реакции диссоциации воды

Н2 О Н+ + ОН-

И появлению избыточной концентрации ОН-. При этом Сн+ < Cон — и раствор имеет щелочную реакцию. Константа гидролиза реакции (4)

Кг=	СНА * Сон-	=	СНА* Сон-	(5)
СМ+ * СА -	СА -

Слабая кислота НА, получающаяся при гидролизе, диссоциирует, хотя и в малой степени, на ионы:

НА Н+ + А — (6)

В противном случае гидролиз шел бы до конца — вся соль превращалась бы в НА и МОН. Выразив константу диссоциации слабой кислоты — константу равновесия реакции (6) — следующим образом:

К кисл. =	СН. СА-
СНА

Можно определить через нее отношение

СНА	=	Сн+	(7)
СА	К кисл.

Подставив (7) в (5), получим

Кг=	Сн+ * Сон-	=	Кw	(8)
К кисл.	К кисл.

Константа гидролиза равна отношению ионного произведения воды к константе диссоциации слабой кислоты. Найдем степень гидролиза соли. Концентрация негидролизованной соли равна СМА (1 — a) . Негидролизованная соль в разбавленном растворе полностью диссоциирована на ионы и поэтому ее концентрация равна концентрации аниона

СМА — = СМА (1 — a). (9)

При гидролизе образуются эквивалентные количества молекул НА и ионов ОН-. Так как мы рассматриваем соль слабой кислоты, то НА диссоциированна в малой степени. Если пренебречь диссоциацией НА, то можно сказать что, Сон — = СНА. Молекула НА образуется из молекулы соли при гидролизе. Если гидролизовано СМА* a молей, то

Сон — = СНА = СМА* a. (10)

Подставив выражения (9) и (10) в уравнение (5), получим

Кг=	С2МА* a2	=	СМА* a2	(11)
СМА* (1-a)	1-a

Откуда

СМА* a2 + Кг * a — Кг = 0 и

a= — +

Второй корень уравнения не имеет физического символа, так как a не может быть меньше нуля.

Если степень гидролиза мала (a<< 1), то 1-a» 1 и выражение (11) упрощается

Кг » СМА * a2; a»(12)

Из выражения (12) видно, что увеличение концентрации соли СМА приводит к уменьшению степени гидролиза. Разбавление раствора увеличивает степень гидролиза.

Подставив в уравнение (12) значения Кг из выражения (8), получим

a». (13)

Сравнение степени гидролиза растворов двух солей одинаковой концентрации дает

a1 »; a2 »; и

=, (14)

так как (СМА ) 1 = (СМА ) 2

Степень гидролиза обратно пропорциональна корню квадратному из константы диссоциации слабой кислоты.

Используя выражение (10), можно записать

Сон+ * Сон — = Кw; Сон+ = =

Подставив сюда из выражения (13), получим

Сн+ = = ;

После логарифмирования и перемены знаков

lg Сн+ = — ½lg Кw — ½lg Ккисл. + ½lg Сма.

Но — lg Сн + = рН; подобные же обозначения можно употребить и для логарифмов констант равновесия.

Тогда

рН= ½ рКw + ½ рКкисл. + ½lg СМА. (15)

Из выражения (15) видно, что рН растворов солей слабых кислот и сильных оснований растет с уменьшением константы диссоциации слабой кислоты и с ростом общей концентрации соли. Другими словами, щелочность раствора растет с уменьшением Ккисл. И с ростом СМА .

Реакцию гидролиза соли, образованной сильной кислотой и слабым основанием, схематически можно изобразить так:

М+ + А — + Н2О МОН + Н+ +А — , (16) и константа гидролиза

Кг = . ( 17)

Раствор имеет кислую реакцию (Сн+ >Сон- ). Одним из продуктов гидролиза является слабое основание. Диссоциация слабого основания препятствует протеканию гидролиза до конца

МОН М+ + ОН — ;

К осн. = ,

Откуда . (18)

Подставив выражение (18) в (17), получим

Кг = .

Подобно выводу выражения (12), при гидролизе соли, образованной слабым основанием и сильной кислотой

a». (19)

Как и в первом случае, увеличение концентрации соли в воде приводит к уменьшению степени гидролиза a. Разбавление раствора увеличивает степень гидролиза. Подставив в уравнение (19) значение Кг, получим

a». (20)

Степень гидролиза соли обратно пропорциональна корню квадратному из константы диссоциации слабого основания. Рассматривая гидролиз соли слабого основания и сильной кислоты, получим выражение, аналогичное уравнению (15)

РН = ½ рКw — ½рКосн. — ½lgС МА. ( 21)

Из выражения (21) видно, что рН уменьшается с уменьшением Косн. и с увеличением Сма, или кислотность раствора возрастает с уменьшением константы диссоциации слабого основания и с ростом общей концентрации соли.

Особенно глубоко протекает гидролиз солей, образованных слабой кислотой и слабым основанием. Реакция гидролиза:

М+ + А — + Н2 О МОН + НА. (22)

Продукты гидролиза все те же, хотя и слабо, диссоциированы на ионы, вследствие чего гидролиз не доходит до конца. Слабая щелочь диссоциирует следующим образом:

МОН М + +ОН-

Косн. =, Откуда (23).

Слабая кислота диссоциирует так:

НА Н+ + А — ,

Ккисл. = ,

Откуда . (24)

Подставляя выражения (24) и (23) в (22), получим

Кг = . (25)

Если общая концентрация соли СМА, а степень гидролиза a, то концентрация негидролизованной соли См+ = СА — = Сма (1-a). Соответственно СНА = Смон= СМА* a.

Поэтому из выражения (22) можно получить

Кг=,

или

и a = . (26)

Из выражения (26) видно, что при гидролизе соли слабого основания и слабой кислоты степень гидролиза не зависит в первом приближении от общей концентрации соли. Если степень гидролиза a мала, т.е. a<< 1, то 1 — X »1 и выражение (26) упрощается

a»

Из выражения (24) получим, принимая во внимание уравнения (25) и (26)

Сн+ = Ккисл. = Ккисл. =

Ккисл .

После логарифмирования и перемены знаков

рН= ½рКw + ½рКкисл. — ½рКосн. (27)

Из выражения (27) видно, что если константы диссоциации слабой кислоты и слабого основания одинаковы (Ккисл. = Косн), то рН= ½ рКw. Это означает, что раствор имеет нейтральную реакцию, несмотря на гидролиз. Действительно, в этом случае рН=-lg Сн+ = — ½ lg Кw, или Сн+ == (10-14 ) ½=10-7 Из выражения (27) далее видно, что если Ккисл. >Коснов., то рН< ½рКw, т.е. рН< 7 и раствор имеет кислую реакцию. Если Ккисл. < Коснов., то раствор имеет щелочную реакцию и рН > 7.

Рассмотрим теперь гидролиз солей, образованных слабой многоосновной кислотой или слабым основанием многовалентного металла. Гидролиз таких солей протекает ступенчато. Так, первая ступень гидролиза карбоната натрия протекает согласно уравнению

Nа2 СО

Nа2 СО3 + Н2 О NаНСО3 + NаОН, или в ионно-молекулярной форме:

+ Н2 О НСО3 — + ОН- .

Образовавшаяся кислая соль в свою очередь подвергается гидролизу (вторая ступень гидролиза)

NаНСО3 + Н2 О Nа2 СО3 + NаОН, Или НСО3 — + Н2 О Nа2 СО3 + ОН- .

Как видно, при гидролизе по первой ступени образуется ион НСО3-, диссоциация которого характеризуется второй константой диссоциации угольной кислоты

НСО3-Н+ +;

К2, кисл. =

При гидролизе по второй ступени образуется угольная кислота, диссоциацию которой характеризует первая константа ее диссоциации

НСО3 Н+ +Н;

К1, кисл. = .

Поэтому константа гидролиза по первой ступени

Кг,1 =

связана со второй константой диссоциации кислоты, в константа гидролиза по второй ступени

Кг,2 =

с первой константой диссоциации кислоты. Эта связь выражается соотношениями:

Кг,1 = Кг,2 = .

Поскольку первая константа диссоциации кислоты всегда больше второй, то константа гидролиза по первой ступени всегда больше, чем константа гидролиза по второй ступени: Кг,1 > Кг,2. По этой причине гидролиз по первой ступени всегда протекает в большей степени, чем по второй. Кроме того, ионы, образующиеся при гидролизе по первой ступени (в нашем примере — ионы ОН-), способствуют смещению равновесия второй ступени влево, т.е. также подавляют гидролиз по второй ступени.

Аналогично происходит гидролиз солей, образованных слабым основанием многовалентного металла. Например, гидролиз CuCl2, который по первой ступени протекает с образованием гидроксохлорида меди

CuCl 2 + Н2 О CuОНCl +НСl или в ионно-молекулярной форме

Cu2+ + Н2 О CuОН+ + Н+ .

Гидролиз по второй ступени происходит в ничтожно малой степени:

CuОНCl+ + Н2 О Cu (ОН) 2 + НСl Или CuОН+ + Н2 О Cu (ОН) 2 + Н.

Примером гидролиза солей многоосновных слабых кислот и слабых оснований может служить гидролиз ацетата алюминия, протекающий до основных солей — гидроксоацетата дигидроксоацетата алюминия:

Аl (СН3 СОО) 3 + Н2 О Аl (ОН) (СН3 СОО) 2 + СН3 СООН;

Аl (ОН) (СН3 СОО) 2 + Н2 О Аl (ОН) 2 ( СН3 СОО) + СН3 СООН.

Рассмотрим для данного случая отдельно гидролиз катиона и гидролиз аниона. Эти процессы выражаются ионно-молекулярными уравнениями:

Аl 3+ + Н2 О Аl ОН2 +Н+; СН3 СОО — + Н2 О СН3 СООН +ОН — .

Итак, при гидролизе катиона образуются ионы Н+, а при гидролизе аниона — ионы ОН-. Эти ионы не могут в значительных концентрациях сосуществовать; они соединяются, образуя молекулы воды. Это приводит к смещению равновесия вправо. Иначе говоря, гидролиз катиона и гидролиз аниона в этом случае усиливают друг друга. Если кислота и основание, образующие соль, не только слабые электролиты, но и мало растворимы, или неустойчивы и разлагаются с образованием летучих продуктов, то гидролиз соли часто протекает необратимо, т.е. сопровождается полным разложением соли. Так, при взаимодействии в растворе соли алюминия, например Аl Cl 3, с карбонатом натрия выпадает осадок гидроксида алюминия и выделяется диоксид углерода

2Аl Cl 3 + 3 Nа2 СО3 + 3Н2 О 2Аl (ОН) 3 ¯ + 3СО2 +6 NаCl или

2Аl 3+ + 3СО32- +3Н2 О 2Аl (ОН) 3 ¯+ 3СО2 .

Протонная теория кислот и оснований рассматривает гидролиз солей как частный случай кислотно-основного равновесия.

Почва — уникальная природная система. Главное свойство почвы — неразрывная связь входящих в нее живых и неживых компонентов. Состав почвы весьма сложен. В ней имеется не только твердая фаза, но также жидкая (почвенный раствор) и газовая (почвенный воздух). Почвенные растворы являются растворами целой массы самых разнообразных веществ — электролитов и неэлектролитов, и коллоидов.

Почва образуется и функционирует как система при сочетании взаимообусловленной жизнедеятельности разных групп организмов. Одной из важных химических функций почв является обмен катионов и анионов, благодаря которому минеральные удобрения и микроэлементы становятся доступными для растений. Когда ионы калия (К+ ), магния (Мg2+ ), кальция (Са2+ ) и других металлов вбираются корнями растений, ион водорода обменивается на ион металла, при этом происходит увеличение кислотности почвы:

Почва} Са2+ + 2СО2 + 2Н2 О®Почва}Н+, Н+ +Са2+ (корни) + 2НСО3- .

Почва выступает как буфер и сопротивляется изменениям рН. Однако буферная способность существенно зависит от типа почвы. Для почв, бедных известняком, она практически отсутствует; действие кислотных дождей на такие почвы оказывается пагубным, ионообменные процессы нарушаются.

При большом подкислении почвы происходит также переход металлов из оксидов в раствор, а среди них могут быть и такие токсичные для растений металлы, как цинк, железо, марганец и алюминий:

Почва }Н+, Н+ +ZnО ® Почва }Zn2+ +Н2 О.

Повышение кислотности заболоченных почв приводит к выделению Н2 S, крайне токсичного для растений и многих полезных микроорганизмов. Реакция катализируется микроорганизмами, а роль восстановителя играют органические вещества:

SО42 — + 2{СН2 О} + 2Н+Н2 S +2СО2 +2Н2 О.

Понижение кислотности почвы требует затрат и может быть достигнуто введением карбоната кальция:

Почва }Н+ + СаСО3 ®Почва}Са2+ СО2 +Н2 О

Н+

Щелочность почвенного раствора вызывается присутствием в почвах не свободных щелочей, а солей слабых кислот и сильных оснований. Из таких солей самое большое распространение имеет имеет в почвах карбонат кальция, но его растворимость, как такового, настолько мала, что о вредном действии его растворов на растения не может быть и речи. Другие щелочные соединения почвы могут быть разбиты на две группы:

1) гуминовокислые щелочи, кремниевокислые щелочи и нормальные карбонаты щелочных металлов,

2) двууглекислые щелочные соли. Соли, входящие в первую группу, имеют то общее, что все они в водных растворах сильно гидролизуются с освобождением иона ОН- .

Поэтому к действию их на растения как таковых присоединяется еще действие сильно ядовитого иона ОН-, который нейтрализуется подкислением почв. Двууглекислые щелочные соли, вследствие очень слабой своей электролитической диссоциации, мало оказывают на растения побочного вредного влияния и этим приближаются к СаСО3 .

В главных фосфорных удобрениях фосфорная кислота содержится преимущественно в виде кальциевых солей, причем в апатите, фосфорите, томасшлаке и костяной муке находится трехкальциевый фосфат, а в супер фосфатах — свободная фосфорная кислота, одно — и двухкальциевые фосфаты.

Трехкальциевый фосфат — Са3 (РО4 ) 2 в воде почти нерастворим, но благодаря тому, что это вещество является солью слабой кислоты и относительно сильного основания, те ничтожные следы, которые оказываются в почвенном растворе, подвергаются гидролизу, вследствие чего равновесие в растворе нарушается, в воду переходит новое количество соли, которое снова гидролизуется и т.д., так что в конце концов в растворе оказывается количественно определимая величина фосфорной кислоты. Гидролиз Са3 (РО4 ) 2 будет идти до известного предела, а именно до тех пор, пока между ионами Са2+ и РО3-, с одной стороны, и продуктами гидролиза Са2+, ОН-, НРО42-, Н2 РО4 — и Н3 РО4, с другой стороны, не установится равновесие. Таким образом, увеличивая концентрацию одного из продуктов гидролиза Са3 (РО4 ) 2, мы тем самым уменьшим количество фосфорной кислоты, переходящей в почвенный раствор из этой соли, и, наоборот, уменьшая концентрацию какого-либо из этих продуктов, мы увеличим это количество. Например, присутствие СаСО3, СаО или Са (ОН) 2 с Са3 (РО4 ) 2 увеличивает концентрацию в почвенном растворе одного из продуктов гидролиза Са3 (РО4 ) 2, что влечет за собой уменьшение концентрации фосфорной кислоты в растворе и усвоение фосфорных удобрений растениями. В противоположность этому гидролиз FеРО4 понижает концентрацию ионов ОН-, что увеличивает количество фосфорной кислоты, переходящей в почвенный раствор.

Таким образом, почвенный гидролиз солей — эффективный регулятор количества растворимых форм полезных элементов в почвенном растворе и процессов обмена ионами между почвой и растениями.

1. Коровин Н.В. Общая химия. — М.: Высш. шк., 2007

2. Глинка Н.Л. Общая химия. — М.: Химия, 1998.

3. Скорчеллетти В.В. Теоретическая электрохимия. — Л.: ГХИ, 1983.

4. Добровольский В.В. Основы биогеохимии: Учеб. Пособие, — М.: Высш. шк., 2007.

5. Шустов С.Б., Шустова Л.В. Химические основы экологии: Учеб. Пособие. — М.: Высш. шк., 1995.

6. Что мы знаем о химии? Вопросы и ответы: Справ. Пособие / Под ред. Ю.Н. Кукушкина. — М.: Высш. шк., 2003.

www.ronl.ru

Гидролиз солей

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

Пример 1. Составьте ионно-молекулярные и молекулярные уравнения гидролиза солей: a) KCN, б) Na2СО3, в) ZnSO4. Определите реакцию среды растворов этих солей.

Решение, а) Цианид калия KCN – соль слабой одноосновной кислоты (см. табл. 9) HCN и сильного основании КОН. При растворении в воде молекулы KCN полностью диссоциируют на катионы К+ и анионы CN–. Катионы К+ не могут связывать ионы ОН– воды, так как КОН – сильный электролит. Анионы же CN– связывают ионы Н+ воды, образуя молекулы слабого электролита HCN. Соль гидролизуется, как говорят, по аниону. Ионно-молекулярное уравнение гидролиза

CN– + h3OHCN + OH–

или в молекулярной форме

KCN + Н2ОHCN + КОН

В результате гидролиза в растворе появляется некоторый избыток ионов ОН–, поэтому раствор KCN имеет щелочную реакцию (рН >7).

б) Карбонат натрия Na2СО3 – соль слабой многоосновной кислоты и сильного основания. В этом случае анионы соли CO2–3, связывая водородные ионы воды, образуют анионы кислой соли НСО–3, а не молекулы Н2СО3, так как ионы НСО3 диссоциируют гораздо труднее, чем молекулы Н2СО3. В обычных условиях гидролиз идет по первой ступени. Соль гидролизуется по аниону. Ионно-молекулярное уравнение гидролиза:

CO2–3 + Н2ОНCO–3 +ОН–

или в молекулярной форме

Na2CO3 + h3ONaHCO3 + NaOH

В растворе появляется избыток ионов ОН–, поэтому раствор Na2CО3 имеет щелочную реакцию (рН > 7).

в) Сульфат цинка ZnSO4 – соль слабого многокислотного основания Zn(ОН)2 и сильной кислоты h3SO4. В этом случае катионы Zn2+ связывают гидроксильные ионы воды, образуя катионы основной соли ZnOH+. Образование 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+ + Н2ОZnOH+ + Н+

или в молекулярной форме:

2ZnSO4+ 2Н2О(ZnOH)2SO4 + h3SO4

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

Пример 2. Какие продукты образуются при смешивании растворов А1(NO3)3 и К2СО3? Составьте ионно-молекулярное и молекулярное уравнения реакции.

Решение. Соль А1(NО3)3 гидролизуется по катиону, а К2СО3 – по аниону:

Al3+ + Н2ОАlOН2+ + Н+

CO2–3 + h3OHCO3+ + OH–

Если растворы этих солей находятся в одном сосуде, то идет взаимное усиление гидролиза каждой из них, ибо ионы Н+ и ОН– образуют молекулу слабого электролита Н2О. 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:

2А13+ + 3CO2–3 + 3Н2О = 2Аl(ОН)3 + 3СО2

молекулярное уравнение:

2Al(NO3)3 + 3К2СО3 + ЗН2O =2А1(ОН)3 + 3СО2 + 6KNO3

Контрольные вопросы

201. Составьте ионно-молекулярное и молекулярное уравнения совместного гидролиза, происходящего при смешивании растворов K2S и СrСl3. Каждая из взятых солей гидролизуется необратимо до конца с образованием соответствующих основания и кислоты.

202. К раствору FeCl3 добавили следующие вещества: a) HCl; б) КОН; в) ZnCl2; г) Na2СОз. В каких случаях гидролиз хлорида железа (III) усилится? Почему? Составьте ионно-молекулярные уравнения гидролиза соответствующих солей.

203. Какие из солей Al2(SO4)3, K2S, Pb(NO3)2, КСl подвергаются гидролизу? Составьте ионно-молекулярные и молекулярные уравнения гидролиза соответствующих солей. Какое значение рН (> 7<) имеют растворы этих солей?

204. При смешивании растворов FeCl3 и Na2СО3 каждая из взятых солей гидролизуется необратимо до конца с образованием соответствующих основания и кислоты.

Выразите этот совместный гидролиз ионно-молекулярным и молекулярным уравнениями.

205. К раствору Nа2СО3 добавили следующие вещества: a) HCl; б) NaOH; в) (NО3)2; г) K2S. В каких случаях гидролиз карбоната натрия усилится? Почему? Составьте ионно-молекулярные уравнения гидролиза соответствующих солей.

206. Какое значение рН (> 7 <) имеют растворы солей Na2S, А1Сl3, NiSO4? Составьте ионно-молекулярные и молекулярные уравнения гидролиза этих солей.

207. Составьте ионно-молекулярные и молекулярные уравнения гидролиза солей Pb(NO3)2, Na2CO3, Fe2(SO4)3. Какое значение рН (> 7 <) имеют растворы этих солей?

Составьте ионно-молекулярные и молекулярные уравнения гидролиза солей НСООК, ZnSО4, А1(NO3)3. Какое значение рН (> 7 <) имеют растворы этих солей?

Какое значение рН (> 7 <) имеют растворы солей Na3PO4, K2S, CuSO4? Составьте ионно-молекулярные и молекулярные уравнения гидролиза этих солей.

Составьте ионно-молекулярные и молекулярные уравнения гидролиза солей CuCl2, Сs2СО3, Сr(NО3)3. Какое значение рН (> 7 <) имеют растворы этих солей?

Какие из солей RbCl, Сr2(SО4)3, Ni(NО3)2, Na2SO3 подвергаются гидролизу? Составьте ионно-молекулярные и молекулярные уравнения гидролиза соответствующих солей. Какое значение рН ( > 7<) имеют растворы этих солей?

К раствору Al2(SO4)3 добавили следующие вещества: а) Н2SО4; б) КОН, в) Na2SO3; г) ZnSO4. В каких случаях гидролиз сульфата алюминия усилится? Почему? Составьте ионно-молекулярные уравнения гидролиза соответствующих солей.

Какая из двух солей при равных условиях в большей степени подвергается гидролизу: Na2СО3 или Na2SO3; FеС13 или FeCl2? Почему? Составьте ионно-молекулярные и молекулярные уравнения гидролиза этих солей.

При смешивании растворов A12(SO4)3 и Na2CO3 каждая из взятых солей гидролизуется необратимо до конца с образованием соответствующих основания и кислоты. Составьте ионно-молекулярное и молекулярное уравнение происходящего совместного гидролиза.

Какие из солей NaBr, Na2S, K2CO3, CoCl2 подвергаются гидролизу? Составьте ионно-молекулярные и молекулярные уравнения гидролиза соответствующих солей. Какое значение рН (> 7 <) имеют растворы этих солей?
Какая из двух солей при равных условиях в большей степени подвергается гидролизу: NaCN или NaClO; MgCl2 или ZnCl2? Почему? Составьте ионно-молекулярные и молекулярные уравнения гидролиза этих солей.
Составьте ионно-молекулярное и молекулярное уравнения гидролиза соли, раствор которой имеет: а) щелочную реакцию; б) кислую реакцию.

Какое значение рН (> 7 <) имеют растворы следующих солей: К3РО4, Pb(NO3)2, Na2S? Составьте ионно-молекулярные и молекулярные уравнения гидролиза этих солей.

Какие из солей К2СО3, FeCl3, K2SO4, ZnCl2 подвергаются гидролизу? Составьте ионно-молекулярные и молекулярные уравнения гидролиза соответствующих солей. Какое значение рН (> 7 <) имеют растворы этих солей?

При смешивании растворов Al2(SO4)3 и Na2S каждая из взятых солей гидролизуется необратимо до конца с образованием соответствующих основания и кислоты. Выразите этот совместный гидролиз ионно-молекулярным и молекулярным уравнениями.

studfiles.net

Тест по теме "Гидролиз солей" (11 класс)

Самостоятельная работа по теме «Гидролиз»

Вариант 1

1. Среда водного раствора хлорида аммония

1) слабощелочная

2) кислая

3) нейтральная

4) сильнощелочная

2. Кислую среду имеет водный раствор

1) карбоната натрия

2) нитрата калия

3) иодида калия

4) хлорида алюминия

3. Среда водного раствора хлорида алюминия

1) щелочная

2) кислая

3) нейтральная

4) слабощелочная

4. Кислую среду имеет водный раствор

1) хлорида железа(II)

2) хлорида кальция

3) хлорида стронция

4) карбоната рубидия

5. Среди предложенных солей: Ch4COONh5, CuBr2, A12(SO4)3, BaCl2

гидролизу не подвергается

1) Ch4COONh5

2) CuBr2

3) A12(SO4)3

4) BaCl2

6. Щелочная среда в растворе

1) Na2SiO3 2) CuSO4 3) NaNO3 4) KI

7. Лакмус окрасится в синий цвет в растворе

1) С2Н5ОН 2) CaС123) Na3PO4 3) Na2SO4

8. Метилоранж примет жёлтую окраску в растворе

1) Na2SO42) C2H5ONa 3) CuSO4

4) СН3СООН

9. Фенолфталеин станет малиновым в растворе

I) NaHCO3 2) ZnSO4 3) NaNO34) КВг

10. Кислая среда в растворе

1) нитрата калия

2) сульфида натрия

3) нитрата цинка

4) гидросульфида натрия

11. Нейтральную среду имеет раствор каждой из двух солей;

1) ZnSO4и NaNO3

2) МnСl2и Fe(NO3)3

3) KNO3 и K2SO4

4) CuBr2и AgNO3

12. Нейтральную среду имеет водный раствор соли

1) FеSO4

2) AI(NO3)3

3) ZnCl2

4) NaBr

13. Нейтральную среду имеет водный раствор

1) нитрата натрия

2) сульфита калия

3) карбоната калия

4) фторида калия

14. Нитрат бария в растворе

гидролизуется по катиону

гидролизуется по аниону

гидролизуется по катиону и по аниону

гидролизу не подвергается

15. Щелочную среду имеет раствор

Pb(NO3)2

NaNO3

NaCl

Na2CO3

Самостоятельная работа по теме «Гидролиз»

Вариант 2

1. Лакмус краснеет в растворе соли

1) FeSО4 2) KNO33) NaCl 4) Na2CO3

2. Щелочную среду имеет водный раствор

1) сульфата алюминия

2) сульфата калия

3) сульфата натрия

4) сульфита натрия

3. Гидролизу не подвергается соль

1) А1С132) NaCl 3) Na2CO3 4) CuCl2

4. В водном растворе какой соли среда щелочная

1) хлорид аммония

2) карбонат калия

3) сульфат бария

4) нитрат магния

5. Лакмус окрасится в красный цвет в растворе

1) КОН 2) А1С13 3) С2Н5ОН 4) NaHS

6. Метилоранж примет красную окраску в растворе

1) NaOH 2) NaF 3) Na2CO34) A12(SO4)3

7. Лакмус имеет фиолетовый цвет в растворе

1) Na2SO4 2) К2СO33) А1С134) FeCl3

8. Не подвергается гидролизу

1) A12S3 2) Na3PO4 3) FeCl34) KI

9. Щелочная среда в растворе

1) ацетата калия

2) сульфата калия

3) хлорида алюминия

4) сульфата алюминия

10. Окраска лакмуса в водном растворе ацетата калия

1) фиолетовая

2) малиновая

3) синяя

4) розовая

11. Нейтральную среду имеет водный раствор

1) Al(NO3)3

2) ZnCl2

3) BaCl2

4) Fe(NO3)3

12. Кислую среду имеет водный раствор

1) карбоната калия

2) нитрата натрия

3) иодида калия

4) нитрата алюминия

13. Среда водного раствора хлорида аммония

слабощелочная

кислая

нейтральная

сильнощелочная

14. Гидролизу по катиону и аниону подвергается соль

K2S

KCl

(Nh5)2CO3

Nh5Cl

15.Среда водного раствора хлорида алюминия

щелочная

кислая

нейтральная

слабощелочная

infourok.ru

1.5 Гидролиз солей многоосновных кислот и оснований. Гидролиз солей. Особенности почвенного гидролиза

Гидролиз солей

Растворы многих солей имеют кислую или щелочную реакцию среды, хотя сами соли при диссоциации не образуют катионов водорода Н+ и гидроксид ионов ОН-. Объяснение этому факту следует искать во взаимодействии солей с водой.

Гидролиз солей – это взаимодействие ионов соли с полярными молекулами воды, приводящее к образованию слабого электролита. Часто гидролиз ведет к изменению рН раствора.

Гидролиз это обратимый и равновесный процесс. Гидролизу подвергаются все соли, образованные либо слабым основанием, либо слабой кислотой. При рассмотрении механизма взаимодействия необходимо учитывать:

а) все частицы вещества в водном растворе рассматриваются с точки зрения теории электролитической диссоциации, т.е. в молекулярном или в ионном виде;

б) все взаимодействия в химии обеспечены электромагнитным взаимодействием, т.е. между частицами с положительными и отрицательными зарядами.

в) гидролиз протекает ступенчато, но преимущественно по первой ступени, т.е. одна частица взаимодействует только с одной частицей.

Типы гидролиза

1. Гидролиз солей, образованных сильным основанием и слабой кислотой (Na2S, Na2CO3, К2SiO3,Ch4COOK и др.)

Рассмотрим гидролиз ацетата калия.

СН3СООК+ Н2О 

СН3СОО- + К++ Н+-ОН-  СН3СООH + К++OH- –полное ионное уравнение

слаб. эл-т сил. эл-т

СН3СОО- + h3O  СН3СООH + OH-– краткое ионное уравнение

щелочная среда , рН7

СН3СООК + Н2О  СН3СООH + КOH – молекулярное уравнение

2. Гидролиз солей образованных, слабым основанием и сильной кислотой (AlCl3, Nh5NO3, ZnSO4)

Рассмотрим гидролиз сульфата алюминия

Al2(SO4)3 +h3O

2Al3+ + 2SO42-+ H+-OH-  2AlOh3+ + 2SO42-+ H+–полное ионное уравнение

слаб.эл-т сил. эл-т

2Al3+ + 2h3O  2AlOh3++2H+– краткое ионное уравнение

кис. среда рН7

Al2(SO4)3 + 2h3O  2(AlOH)2+SO42- + h3SO4 – молекулярное уравнение

Cульфат гидроксоалюминия

3. Необратимый гидролиз (соли, образованные слабым основанием и слабой и нестойкой кислотой – Al2S3, Fe2 (CO3)3 и др.)

Рассмотрим гидролиз сульфида алюминия:

Al2S3+ h3O

2Al3+ + 3S2- +6H+-OH - 2Al(ОН)3 + 3h3S– ионное уравнение

Al2S3+ 6h3O 2Al(ОН)3+ 3h3S – молекулярное уравнение

В данном случае гидролиз не останавливается на первой ступени, так как процесс необратимый. Это возможно, если продукты гидролиза уходят из сферы реакции в виде осадка и газа (в соответствии с принципом Ле-Шателье).

Примечание: случай необратимого гидролиза обозначен прочерком (-) в таблице растворимости солей и оснований.

Соли, образованные сильным основанием и сильной кислотой, гидролизу не подвергаются:

NaCl+h3Oне гидролизуется

Na+ + Cl- + H+- OH-  Na++ OH-+H++Cl-

нет слабых электролитов

Рекомендуемая литература: [1], с.249-258;[2], с.224-242. Контрольное задание № 8 Тема : «Водородный показатель. Гидролиз солей»

Варианты заданий

№ вариата	Вычислить рН (CM) раствора, если	Составить ионно-молекуляр-ные уравнения гидролиза
1.	См (НCl) = 0,004 M/л,  = 100%	FeCl2, Al2(CO3)3
2.	См (Н2CO3) = 0,01 M/л,  = 1%	Bi(NO3)3, CaCl2
3.	См (KOH) = 0,01 M/л, =100%	FeCl3, Na3(PO4)
4.	См (НClO4) = 0,01 M/л, = 100%	MgCl2, KHSO3
5.	pH (NaOH) =10,  =100%	SnCl2, K2CO3
6.	pH (Ba(OH)2 ) =10,  = 100%	СuCl2, NaNO3
7.	pH (Н2CO3) = 5,  = 1%	Na2S, NaHSO3
8.	См (Н2SO3) = 0,01 M/л,  = 1%	MnSO4, Nh5Cl
9.	См (NaOH) = 0,1 M/л,  = 100%	CrCl3, KHSO3
10.	pH (h3S) = 4, = 1%	FeSO4, NaHS
11.	pH (Н2CrO4) = 2 ,  = 100%	Ba(NO3)2, NaHCO3
12.	См (Н2SO4) =0,01 M/л, =100%	NiCl2, Kh3PO4
13.	pH (Ca(OH)2) =12,  = 100%	FeSO4, KI
14.	См (НNO3) = 0,001 M/л, =100%	CoCl2, [Al OH]SO4
15.	pH (Ba(OH)2)= 12,  =100%	Mn(NO3)2, Na3PO4
16.	pH (Н2CO3) = 4 ,  = 1%	Zn(NO3)2, KHCO3
17.	См (Н2SO4) = 0,01 M/л,  = 100%	NaHSO3, BaCl2
18.	См (Н2SO3) = 1 M/л, =1%	K2SO4, K2HPO4
19.	См (Са(OH)2 = 10-4 M/л, =100%	Na2HPO4, NaNO2
20.	pH (Сa(OH)2=10,  = 100%	ZnSO4, K2CO3
21.	См (Н2SO4) = 1 M/л,  = 100%	NiSO4, KHCO3
22.	pH (Ca(OH)2) =10,  = 100%	ZnCl2, NaHCO3
23.	См (Н2SO4) = 0,01 M/л,  = 100%	BaCl2, [AlOH]Cl2
24.	См (Са(OH)2) =10-4 M/л, =100%	KCl, [Al(OH)2]Cl
25.	pH (NaOH) = 14,  = 100%	BaS, [ZnOH]NO3

studfiles.net

Контрольная работа: Гидролиз солей. Особенности почвенного гидролиза. Гидролиз солей контрольная

7 Гидролиз солей

Гидролиз солей. Особенности почвенного гидролиза

Введение

1. Гидролиз солей

1.1 Характеристики гидролиза

1.2 Гидролиз солей слабых кислот и сильных оснований

Контрольная работа - Гидролиз солей. Особенности почвенного гидролиза

Гидролиз солей

Контрольные вопросы

Тест по теме "Гидролиз солей" (11 класс)

1.5 Гидролиз солей многоосновных кислот и оснований. Гидролиз солей. Особенности почвенного гидролиза

Похожие главы из других работ:

Теория кислот и оснований. Буферные растворы

Теория кислот и оснований

Буферные свойства растворов сильных кислот и оснований

3.2.2 Влияние оснований и кислот Льюиса на взаимодействие тетраалкинилидов олова с хлорангидридами карбоновых кислот

1. Гидролиз солей

1.2 Гидролиз солей слабых кислот и сильных оснований

1.3 Гидролиз солей сильных кислот и слабых оснований

1.4 Гидролиз солей слабых кислот и слабых оснований

4.Гидролиз солей

ГИДРОЛИЗ

1.3 Влияние растворенных в капле гигроскопических примесей (солей и кислот)

Гидролиз

1.4.1 Гидролиз

3. Гидролиз солей, предельное значение степени гидролиза солей в природных водах

2.5 Свойства кислот, оснований и солей с точки зрения теории электролитической диссоциации

Гидролиз солей

Рекомендуемая литература: [1], с.249-258;[2], с.224-242. Контрольное задание № 8 Тема : «Водородный показатель. Гидролиз солей»

Смотрите также