Глава II. Химические реакции в растворах. § 9. Гидролиз солей — с. 52
§ 9. Примените свои знания.
4. Запишите уравнения гидролиза следующих солей, укажите тип гидролиза и среду образовавшегося раствора: Cu(NO₃)₂, FeSO₄, ZnCl₂, K₂S, Na₂SiO₃, NH₄Cl, Al(NO₃)₃.
Все соли — средние; тип гидролиза определяем по силе основания и кислоты, образующих соль. Гидролиз по первой ступени:
1) Cu(NO₃)₂ (слабое основание Cu(OH)₂ и сильная HNO₃) — гидролиз по катиону, среда кислотная (pH < 7):
Cu²⁺ + H₂O ⇄ CuOH⁺ + H⁺
Cu(NO₃)₂ + H₂O ⇄ CuOHNO₃ + HNO₃
2) FeSO₄ (слабое Fe(OH)₂ и сильная H₂SO₄) — по катиону, кислотная:
Fe²⁺ + H₂O ⇄ FeOH⁺ + H⁺
2FeSO₄ + 2H₂O ⇄ (FeOH)₂SO₄ + H₂SO₄
3) ZnCl₂ (слабое Zn(OH)₂ и сильная HCl) — по катиону, кислотная:
Zn²⁺ + H₂O ⇄ ZnOH⁺ + H⁺
ZnCl₂ + H₂O ⇄ ZnOHCl + HCl
4) K₂S (сильное KOH и слабая H₂S) — по аниону, щелочная (pH > 7):
S²⁻ + H₂O ⇄ HS⁻ + OH⁻
K₂S + H₂O ⇄ KHS + KOH
5) Na₂SiO₃ (сильное NaOH и слабая H₂SiO₃) — по аниону, щелочная:
SiO₃²⁻ + H₂O ⇄ HSiO₃⁻ + OH⁻
Na₂SiO₃ + H₂O ⇄ NaHSiO₃ + NaOH
6) NH₄Cl (слабое NH₃·H₂O и сильная HCl) — по катиону, кислотная:
NH₄⁺ + H₂O ⇄ NH₃·H₂O + H⁺
NH₄Cl + H₂O ⇄ NH₃·H₂O + HCl
7) Al(NO₃)₃ (слабое Al(OH)₃ и сильная HNO₃) — по катиону, кислотная:
Al³⁺ + H₂O ⇄ AlOH²⁺ + H⁺
Al(NO₃)₃ + H₂O ⇄ AlOH(NO₃)₂ + HNO₃
1) Cu(NO₃)₂ (слабое основание Cu(OH)₂ и сильная HNO₃) — гидролиз по катиону, среда кислотная (pH < 7):
Cu²⁺ + H₂O ⇄ CuOH⁺ + H⁺
Cu(NO₃)₂ + H₂O ⇄ CuOHNO₃ + HNO₃
2) FeSO₄ (слабое Fe(OH)₂ и сильная H₂SO₄) — по катиону, кислотная:
Fe²⁺ + H₂O ⇄ FeOH⁺ + H⁺
2FeSO₄ + 2H₂O ⇄ (FeOH)₂SO₄ + H₂SO₄
3) ZnCl₂ (слабое Zn(OH)₂ и сильная HCl) — по катиону, кислотная:
Zn²⁺ + H₂O ⇄ ZnOH⁺ + H⁺
ZnCl₂ + H₂O ⇄ ZnOHCl + HCl
4) K₂S (сильное KOH и слабая H₂S) — по аниону, щелочная (pH > 7):
S²⁻ + H₂O ⇄ HS⁻ + OH⁻
K₂S + H₂O ⇄ KHS + KOH
5) Na₂SiO₃ (сильное NaOH и слабая H₂SiO₃) — по аниону, щелочная:
SiO₃²⁻ + H₂O ⇄ HSiO₃⁻ + OH⁻
Na₂SiO₃ + H₂O ⇄ NaHSiO₃ + NaOH
6) NH₄Cl (слабое NH₃·H₂O и сильная HCl) — по катиону, кислотная:
NH₄⁺ + H₂O ⇄ NH₃·H₂O + H⁺
NH₄Cl + H₂O ⇄ NH₃·H₂O + HCl
7) Al(NO₃)₃ (слабое Al(OH)₃ и сильная HNO₃) — по катиону, кислотная:
Al³⁺ + H₂O ⇄ AlOH²⁺ + H⁺
Al(NO₃)₃ + H₂O ⇄ AlOH(NO₃)₂ + HNO₃
§ 9. Примените свои знания.
5. Допишите левые части уравнений реакций гидролиза:
а) … ⇄ LiHSiO₃ + LiOH
б) … ⇄ MgOHBr + HBr
в) … → 2Cr(OH)₃ + 3H₂S
а) … ⇄ LiHSiO₃ + LiOH
б) … ⇄ MgOHBr + HBr
в) … → 2Cr(OH)₃ + 3H₂S
Левую часть находим по продуктам: в обратимом гидролизе первой ступени к соли присоединяется одна молекула воды; в необратимом — столько молекул воды, сколько нужно для образования гидроксида.
а) Li₂SiO₃ + H₂O ⇄ LiHSiO₃ + LiOH (соль сильного основания и слабой кремниевой кислоты, гидролиз по аниону, среда щелочная).
б) MgBr₂ + H₂O ⇄ MgOHBr + HBr (соль слабого основания и сильной бромоводородной кислоты, гидролиз по катиону, среда кислотная).
в) Cr₂S₃ + 6H₂O → 2Cr(OH)₃↓ + 3H₂S↑ (соль слабого основания и слабой кислоты, необратимый гидролиз по катиону и аниону).
Проверка баланса в пункте в): Cr — 2 и 2; S — 3 и 3; H — 12 и 6 + 6 = 12; O — 6 и 6.
а) Li₂SiO₃ + H₂O ⇄ LiHSiO₃ + LiOH (соль сильного основания и слабой кремниевой кислоты, гидролиз по аниону, среда щелочная).
б) MgBr₂ + H₂O ⇄ MgOHBr + HBr (соль слабого основания и сильной бромоводородной кислоты, гидролиз по катиону, среда кислотная).
в) Cr₂S₃ + 6H₂O → 2Cr(OH)₃↓ + 3H₂S↑ (соль слабого основания и слабой кислоты, необратимый гидролиз по катиону и аниону).
Проверка баланса в пункте в): Cr — 2 и 2; S — 3 и 3; H — 12 и 6 + 6 = 12; O — 6 и 6.
§ 9. Примените свои знания.
6. Смешали растворы карбоната натрия и сульфата алюминия. При этом выделился газ и выпал осадок (объясните почему). Напишите уравнение реакции.
Карбонат натрия гидролизуется по аниону (среда щелочная): CO₃²⁻ + H₂O ⇄ HCO₃⁻ + OH⁻. Сульфат алюминия гидролизуется по катиону (среда кислотная): Al³⁺ + H₂O ⇄ AlOH²⁺ + H⁺. При смешении растворов катионы H⁺ и анионы OH⁻ связываются в воду, и равновесие в обоих случаях смещается вправо — гидролиз взаимно усиливается и доходит до конца. Карбонат алюминия в растворе не существует; образуются нерастворимый гидроксид алюминия (белый осадок) и угольная кислота, которая распадается на CO₂ и H₂O (выделяется газ).
3Na₂CO₃ + Al₂(SO₄)₃ + 3H₂O = 2Al(OH)₃↓ + 3CO₂↑ + 3Na₂SO₄
Сокращённое ионное уравнение: 2Al³⁺ + 3CO₃²⁻ + 3H₂O = 2Al(OH)₃↓ + 3CO₂↑
Проверка баланса: Na — 6 и 6; C — 3 и 3; Al — 2 и 2; S — 3 и 3; H — 6 и 6; O — 9 + 12 + 3 = 24 и 6 + 6 + 12 = 24.
3Na₂CO₃ + Al₂(SO₄)₃ + 3H₂O = 2Al(OH)₃↓ + 3CO₂↑ + 3Na₂SO₄
Сокращённое ионное уравнение: 2Al³⁺ + 3CO₃²⁻ + 3H₂O = 2Al(OH)₃↓ + 3CO₂↑
Проверка баланса: Na — 6 и 6; C — 3 и 3; Al — 2 и 2; S — 3 и 3; H — 6 и 6; O — 9 + 12 + 3 = 24 и 6 + 6 + 12 = 24.
Практическая работа 1. Решение экспериментальных задач по теме «Электролитическая диссоциация»
Вариант 1
1. Докажите опытным путём состав:
а) серной кислоты;
б) хлорида железа(III).
2. Испытайте растворы хлорида калия, карбоната калия и хлорида цинка раствором индикатора или индикаторной бумагой и объясните результаты испытаний. Запишите молекулярные и ионные уравнения реакций гидролиза.
3. Практически осуществите следующие превращения:
CuSO₄ → Cu(OH)₂ → CuO → CuCl₂ → Cu
Оформите отчёт о наблюдениях и условиях проведения реакций. Запишите уравнения реакций с участием электролитов в молекулярной и ионной формах. Реакции с участием простых веществ рассмотрите как окислительно-восстановительные.
Вариант 2
1. Докажите опытным путём состав:
а) гидроксида кальция;
б) сульфата аммония.
2. Испытайте растворы нитрата натрия, карбоната натрия и нитрата цинка раствором индикатора или индикаторной бумагой и объясните результаты испытаний. Запишите молекулярные и ионные уравнения реакций гидролиза.
3. Практически осуществите следующие превращения:
Fe → FeSO₄ → Fe(OH)₂ → FeCl₂ → Fe(NO₃)₂
Оформите отчёт о наблюдениях и условиях проведения реакций. Запишите их уравнения для реакций с участием электролитов в молекулярной и ионной формах. Реакции с участием простых веществ рассмотрите как окислительно-восстановительные.
Вариант 1
1. Докажите опытным путём состав:
а) серной кислоты;
б) хлорида железа(III).
2. Испытайте растворы хлорида калия, карбоната калия и хлорида цинка раствором индикатора или индикаторной бумагой и объясните результаты испытаний. Запишите молекулярные и ионные уравнения реакций гидролиза.
3. Практически осуществите следующие превращения:
CuSO₄ → Cu(OH)₂ → CuO → CuCl₂ → Cu
Оформите отчёт о наблюдениях и условиях проведения реакций. Запишите уравнения реакций с участием электролитов в молекулярной и ионной формах. Реакции с участием простых веществ рассмотрите как окислительно-восстановительные.
Вариант 2
1. Докажите опытным путём состав:
а) гидроксида кальция;
б) сульфата аммония.
2. Испытайте растворы нитрата натрия, карбоната натрия и нитрата цинка раствором индикатора или индикаторной бумагой и объясните результаты испытаний. Запишите молекулярные и ионные уравнения реакций гидролиза.
3. Практически осуществите следующие превращения:
Fe → FeSO₄ → Fe(OH)₂ → FeCl₂ → Fe(NO₃)₂
Оформите отчёт о наблюдениях и условиях проведения реакций. Запишите их уравнения для реакций с участием электролитов в молекулярной и ионной формах. Реакции с участием простых веществ рассмотрите как окислительно-восстановительные.
Цель работы: научиться доказывать состав электролитов по ионам, определять среду растворов солей и осуществлять цепочки превращений. Работа выполняется в пробирках с малыми количествами растворов (1–2 мл), с соблюдением правил техники безопасности: с кислотами и щелочами работать осторожно, пробирки нагревать, держа отверстием от себя и от соседей.
ВАРИАНТ 1
1. Доказательство состава.
а) Серная кислота H₂SO₄ = 2H⁺ + SO₄²⁻.
Доказательство катионов H⁺: в пробирку с кислотой добавляем раствор лакмуса (или метилового оранжевого) — окраска красная (розовая); либо опускаем гранулу цинка — выделяется газ: Zn + H₂SO₄ = ZnSO₄ + H₂↑; Zn + 2H⁺ = Zn²⁺ + H₂↑.
Доказательство сульфат-ионов: добавляем раствор хлорида бария — выпадает белый осадок, нерастворимый в кислотах:
H₂SO₄ + BaCl₂ = BaSO₄↓ + 2HCl
2H⁺ + SO₄²⁻ + Ba²⁺ + 2Cl⁻ = BaSO₄↓ + 2H⁺ + 2Cl⁻
Ba²⁺ + SO₄²⁻ = BaSO₄↓
б) Хлорид железа(III) FeCl₃ = Fe³⁺ + 3Cl⁻.
Доказательство Fe³⁺: добавляем раствор NaOH — выпадает бурый (красно-бурый) осадок:
FeCl₃ + 3NaOH = Fe(OH)₃↓ + 3NaCl
Fe³⁺ + 3OH⁻ = Fe(OH)₃↓
Доказательство Cl⁻: добавляем раствор нитрата серебра — выпадает белый творожистый осадок, нерастворимый в азотной кислоте:
FeCl₃ + 3AgNO₃ = 3AgCl↓ + Fe(NO₃)₃
Ag⁺ + Cl⁻ = AgCl↓ 2. Испытание растворов солей индикатором (универсальная индикаторная бумага).
KCl — бумага не изменяет цвет (оранжево-жёлтый), pH ≈ 7. Соль образована сильным основанием KOH и сильной кислотой HCl, гидролизу не подвергается, среда нейтральная.
K₂CO₃ — бумага синеет (pH > 7), фенолфталеин становится малиновым. Соль образована сильным основанием и слабой кислотой H₂CO₃ — гидролиз по аниону, среда щелочная:
CO₃²⁻ + H₂O ⇄ HCO₃⁻ + OH⁻
K₂CO₃ + H₂O ⇄ KHCO₃ + KOH
ZnCl₂ — бумага краснеет (pH < 7), лакмус красный. Соль образована слабым основанием Zn(OH)₂ и сильной кислотой — гидролиз по катиону, среда кислотная:
Zn²⁺ + H₂O ⇄ ZnOH⁺ + H⁺
ZnCl₂ + H₂O ⇄ ZnOHCl + HCl 3. Цепочка CuSO₄ → Cu(OH)₂ → CuO → CuCl₂ → Cu.
1) К раствору сульфата меди(II) (голубой) приливаем раствор NaOH — выпадает голубой студенистый осадок:
CuSO₄ + 2NaOH = Cu(OH)₂↓ + Na₂SO₄
Cu²⁺ + 2OH⁻ = Cu(OH)₂↓
2) Пробирку с осадком осторожно нагреваем — осадок чернеет:
Cu(OH)₂ = CuO + H₂O (t)
3) К чёрному осадку оксида меди(II) добавляем соляную кислоту и слегка нагреваем — осадок растворяется, раствор становится зелёно-голубым:
CuO + 2HCl = CuCl₂ + H₂O
CuO + 2H⁺ = Cu²⁺ + H₂O
4) В раствор хлорида меди(II) опускаем железный гвоздь (или цинковую гранулу) — на нём выделяется красный налёт меди, цвет раствора ослабевает:
CuCl₂ + Fe = FeCl₂ + Cu↓
Cu²⁺ + Fe = Fe²⁺ + Cu↓
ОВР: Fe⁰ − 2ē → Fe²⁺ (восстановитель, окисление); Cu²⁺ + 2ē → Cu⁰ (окислитель, восстановление). ВАРИАНТ 2 1. Доказательство состава.
а) Гидроксид кальция Ca(OH)₂ = Ca²⁺ + 2OH⁻.
Доказательство OH⁻: фенолфталеин даёт малиновую окраску (лакмус синеет).
Доказательство Ca²⁺: добавляем раствор карбоната натрия — выпадает белый осадок:
Ca(OH)₂ + Na₂CO₃ = CaCO₃↓ + 2NaOH
Ca²⁺ + CO₃²⁻ = CaCO₃↓
(можно также пропустить через раствор CO₂ из выдыхаемого воздуха — помутнение: Ca(OH)₂ + CO₂ = CaCO₃↓ + H₂O.)
б) Сульфат аммония (NH₄)₂SO₄ = 2NH₄⁺ + SO₄²⁻.
Доказательство SO₄²⁻: добавляем раствор BaCl₂ — белый осадок, нерастворимый в кислотах:
(NH₄)₂SO₄ + BaCl₂ = BaSO₄↓ + 2NH₄Cl
Ba²⁺ + SO₄²⁻ = BaSO₄↓
Доказательство NH₄⁺: к раствору добавляем раствор щёлочи и осторожно нагреваем — ощущается запах аммиака, влажная красная лакмусовая бумага над пробиркой синеет:
(NH₄)₂SO₄ + 2NaOH = Na₂SO₄ + 2NH₃↑ + 2H₂O (t)
NH₄⁺ + OH⁻ = NH₃↑ + H₂O (t) 2. Испытание растворов солей.
NaNO₃ — индикаторная бумага цвета не меняет, pH ≈ 7: соль сильного основания NaOH и сильной кислоты HNO₃, гидролизу не подвергается, среда нейтральная.
Na₂CO₃ — бумага синеет, pH > 7: гидролиз по аниону, среда щелочная:
CO₃²⁻ + H₂O ⇄ HCO₃⁻ + OH⁻
Na₂CO₃ + H₂O ⇄ NaHCO₃ + NaOH
Zn(NO₃)₂ — бумага краснеет, pH < 7: соль слабого основания Zn(OH)₂ и сильной кислоты HNO₃, гидролиз по катиону, среда кислотная:
Zn²⁺ + H₂O ⇄ ZnOH⁺ + H⁺
Zn(NO₃)₂ + H₂O ⇄ ZnOHNO₃ + HNO₃ 3. Цепочка Fe → FeSO₄ → Fe(OH)₂ → FeCl₂ → Fe(NO₃)₂.
1) Железные опилки (гвоздь) и разбавленная серная кислота — выделяются пузырьки водорода, раствор становится бледно-зелёным:
Fe + H₂SO₄ = FeSO₄ + H₂↑
Fe + 2H⁺ = Fe²⁺ + H₂↑
ОВР: Fe⁰ − 2ē → Fe²⁺ (восстановитель); 2H⁺ + 2ē → H₂⁰ (окислитель).
2) К раствору FeSO₄ приливаем раствор NaOH — выпадает бело-зелёный осадок, на воздухе быстро буреющий (окисление до Fe(OH)₃):
FeSO₄ + 2NaOH = Fe(OH)₂↓ + Na₂SO₄
Fe²⁺ + 2OH⁻ = Fe(OH)₂↓
3) К осадку добавляем соляную кислоту — осадок растворяется:
Fe(OH)₂ + 2HCl = FeCl₂ + 2H₂O
Fe(OH)₂ + 2H⁺ = Fe²⁺ + 2H₂O
4) К раствору FeCl₂ добавляем раствор нитрата серебра — выпадает белый осадок AgCl, в растворе остаётся нитрат железа(II):
FeCl₂ + 2AgNO₃ = Fe(NO₃)₂ + 2AgCl↓
Ag⁺ + Cl⁻ = AgCl↓ Выводы: состав электролитов доказывают качественными реакциями на ионы (H⁺, OH⁻, SO₄²⁻, Cl⁻, Fe³⁺, Ca²⁺, NH₄⁺); среда водного раствора соли определяется гидролизом: соли сильного основания и слабой кислоты дают щелочную среду, слабого основания и сильной кислоты — кислотную, сильного основания и сильной кислоты — нейтральную; реакции ионного обмена идут до конца при образовании осадка, газа или воды, реакции с участием простых веществ — окислительно-восстановительные.
а) Серная кислота H₂SO₄ = 2H⁺ + SO₄²⁻.
Доказательство катионов H⁺: в пробирку с кислотой добавляем раствор лакмуса (или метилового оранжевого) — окраска красная (розовая); либо опускаем гранулу цинка — выделяется газ: Zn + H₂SO₄ = ZnSO₄ + H₂↑; Zn + 2H⁺ = Zn²⁺ + H₂↑.
Доказательство сульфат-ионов: добавляем раствор хлорида бария — выпадает белый осадок, нерастворимый в кислотах:
H₂SO₄ + BaCl₂ = BaSO₄↓ + 2HCl
2H⁺ + SO₄²⁻ + Ba²⁺ + 2Cl⁻ = BaSO₄↓ + 2H⁺ + 2Cl⁻
Ba²⁺ + SO₄²⁻ = BaSO₄↓
б) Хлорид железа(III) FeCl₃ = Fe³⁺ + 3Cl⁻.
Доказательство Fe³⁺: добавляем раствор NaOH — выпадает бурый (красно-бурый) осадок:
FeCl₃ + 3NaOH = Fe(OH)₃↓ + 3NaCl
Fe³⁺ + 3OH⁻ = Fe(OH)₃↓
Доказательство Cl⁻: добавляем раствор нитрата серебра — выпадает белый творожистый осадок, нерастворимый в азотной кислоте:
FeCl₃ + 3AgNO₃ = 3AgCl↓ + Fe(NO₃)₃
Ag⁺ + Cl⁻ = AgCl↓ 2. Испытание растворов солей индикатором (универсальная индикаторная бумага).
KCl — бумага не изменяет цвет (оранжево-жёлтый), pH ≈ 7. Соль образована сильным основанием KOH и сильной кислотой HCl, гидролизу не подвергается, среда нейтральная.
K₂CO₃ — бумага синеет (pH > 7), фенолфталеин становится малиновым. Соль образована сильным основанием и слабой кислотой H₂CO₃ — гидролиз по аниону, среда щелочная:
CO₃²⁻ + H₂O ⇄ HCO₃⁻ + OH⁻
K₂CO₃ + H₂O ⇄ KHCO₃ + KOH
ZnCl₂ — бумага краснеет (pH < 7), лакмус красный. Соль образована слабым основанием Zn(OH)₂ и сильной кислотой — гидролиз по катиону, среда кислотная:
Zn²⁺ + H₂O ⇄ ZnOH⁺ + H⁺
ZnCl₂ + H₂O ⇄ ZnOHCl + HCl 3. Цепочка CuSO₄ → Cu(OH)₂ → CuO → CuCl₂ → Cu.
1) К раствору сульфата меди(II) (голубой) приливаем раствор NaOH — выпадает голубой студенистый осадок:
CuSO₄ + 2NaOH = Cu(OH)₂↓ + Na₂SO₄
Cu²⁺ + 2OH⁻ = Cu(OH)₂↓
2) Пробирку с осадком осторожно нагреваем — осадок чернеет:
Cu(OH)₂ = CuO + H₂O (t)
3) К чёрному осадку оксида меди(II) добавляем соляную кислоту и слегка нагреваем — осадок растворяется, раствор становится зелёно-голубым:
CuO + 2HCl = CuCl₂ + H₂O
CuO + 2H⁺ = Cu²⁺ + H₂O
4) В раствор хлорида меди(II) опускаем железный гвоздь (или цинковую гранулу) — на нём выделяется красный налёт меди, цвет раствора ослабевает:
CuCl₂ + Fe = FeCl₂ + Cu↓
Cu²⁺ + Fe = Fe²⁺ + Cu↓
ОВР: Fe⁰ − 2ē → Fe²⁺ (восстановитель, окисление); Cu²⁺ + 2ē → Cu⁰ (окислитель, восстановление). ВАРИАНТ 2 1. Доказательство состава.
а) Гидроксид кальция Ca(OH)₂ = Ca²⁺ + 2OH⁻.
Доказательство OH⁻: фенолфталеин даёт малиновую окраску (лакмус синеет).
Доказательство Ca²⁺: добавляем раствор карбоната натрия — выпадает белый осадок:
Ca(OH)₂ + Na₂CO₃ = CaCO₃↓ + 2NaOH
Ca²⁺ + CO₃²⁻ = CaCO₃↓
(можно также пропустить через раствор CO₂ из выдыхаемого воздуха — помутнение: Ca(OH)₂ + CO₂ = CaCO₃↓ + H₂O.)
б) Сульфат аммония (NH₄)₂SO₄ = 2NH₄⁺ + SO₄²⁻.
Доказательство SO₄²⁻: добавляем раствор BaCl₂ — белый осадок, нерастворимый в кислотах:
(NH₄)₂SO₄ + BaCl₂ = BaSO₄↓ + 2NH₄Cl
Ba²⁺ + SO₄²⁻ = BaSO₄↓
Доказательство NH₄⁺: к раствору добавляем раствор щёлочи и осторожно нагреваем — ощущается запах аммиака, влажная красная лакмусовая бумага над пробиркой синеет:
(NH₄)₂SO₄ + 2NaOH = Na₂SO₄ + 2NH₃↑ + 2H₂O (t)
NH₄⁺ + OH⁻ = NH₃↑ + H₂O (t) 2. Испытание растворов солей.
NaNO₃ — индикаторная бумага цвета не меняет, pH ≈ 7: соль сильного основания NaOH и сильной кислоты HNO₃, гидролизу не подвергается, среда нейтральная.
Na₂CO₃ — бумага синеет, pH > 7: гидролиз по аниону, среда щелочная:
CO₃²⁻ + H₂O ⇄ HCO₃⁻ + OH⁻
Na₂CO₃ + H₂O ⇄ NaHCO₃ + NaOH
Zn(NO₃)₂ — бумага краснеет, pH < 7: соль слабого основания Zn(OH)₂ и сильной кислоты HNO₃, гидролиз по катиону, среда кислотная:
Zn²⁺ + H₂O ⇄ ZnOH⁺ + H⁺
Zn(NO₃)₂ + H₂O ⇄ ZnOHNO₃ + HNO₃ 3. Цепочка Fe → FeSO₄ → Fe(OH)₂ → FeCl₂ → Fe(NO₃)₂.
1) Железные опилки (гвоздь) и разбавленная серная кислота — выделяются пузырьки водорода, раствор становится бледно-зелёным:
Fe + H₂SO₄ = FeSO₄ + H₂↑
Fe + 2H⁺ = Fe²⁺ + H₂↑
ОВР: Fe⁰ − 2ē → Fe²⁺ (восстановитель); 2H⁺ + 2ē → H₂⁰ (окислитель).
2) К раствору FeSO₄ приливаем раствор NaOH — выпадает бело-зелёный осадок, на воздухе быстро буреющий (окисление до Fe(OH)₃):
FeSO₄ + 2NaOH = Fe(OH)₂↓ + Na₂SO₄
Fe²⁺ + 2OH⁻ = Fe(OH)₂↓
3) К осадку добавляем соляную кислоту — осадок растворяется:
Fe(OH)₂ + 2HCl = FeCl₂ + 2H₂O
Fe(OH)₂ + 2H⁺ = Fe²⁺ + 2H₂O
4) К раствору FeCl₂ добавляем раствор нитрата серебра — выпадает белый осадок AgCl, в растворе остаётся нитрат железа(II):
FeCl₂ + 2AgNO₃ = Fe(NO₃)₂ + 2AgCl↓
Ag⁺ + Cl⁻ = AgCl↓ Выводы: состав электролитов доказывают качественными реакциями на ионы (H⁺, OH⁻, SO₄²⁻, Cl⁻, Fe³⁺, Ca²⁺, NH₄⁺); среда водного раствора соли определяется гидролизом: соли сильного основания и слабой кислоты дают щелочную среду, слабого основания и сильной кислоты — кислотную, сильного основания и сильной кислоты — нейтральную; реакции ионного обмена идут до конца при образовании осадка, газа или воды, реакции с участием простых веществ — окислительно-восстановительные.