Количественная оценка процесса гидролиза

Показателем глубины протекания гидролиза является степень гидролиза.

Степенью гидролиза β называется отношение концентрации гидролизованных молекул С_гидр к исходной концентрации растворенных молекул электролита С_о.

β = С_гидр / С_о. (11)

Степень гидролиза как правило невелика. Это объясняется тем, что один из участников процесса гидролиза – вода – является слабым электролитом и равновесие в системе сильно смещено в сторону исходных веществ. Степень гидролиза можно увеличить:

1) разбавлением раствора, что объясняется принципом Ле - Шателье;

2) нагреванием, т.к. при этом возрастает доля молекул, подвергшихся гидролизу.

 

Гидролиз, как любой обратимый процесс, количественно можно охарактеризовать константой равновесия.

Константа равновесия К_с показывает отношение произведения равновесных концентраций продуктов гидролиза к произведению концентраций исходных веществ, взятых в степени, равной коэффициенту перед формулой данного вещества в уравнении реакции гидролиза.

Например, напишем выражение константы равновесия для реакции гидролиза сульфита калия K₂SO₃ по первой ступени:

SO₃^2- + HOH ↔ HSO₃^- + OH^-

К_с = [HSO₃^-][ OH^-] / [SO₃^2-][ HOH] или

К_с [ HOH] = [HSO₃^-][ OH^-] / [SO₃^2-]

Обозначая К_с [ HOH] через К_г, получаем

К_г= [HSO₃^-][ OH^-] / [SO₃^2-], (12)

где К_г – константа гидролиза.

 

Часто для расчетов константы гидролиза пользуются формулой:

К_г = К_В / К_Д, (13)

где К_В – ионное произведение воды;

К_Д - константа диссоциации слабого электролита, образующего соль, взятая по последней ступени (см. приложение).

Константа гидролиза К_г показывает отношение ионного произведения воды к константе того слабого электролита (слабой кислоты или слабого основания), по иону которого протекает гидролиз.

Чем слабее кислота или основание, образующие соль, тем больше константа гидролиза соли.

ПРИМЕР 9. Рассчитать константу гидролиза карбоната калия по первой ступени. Написать уравнение гидролиза этой соли по первой ступени.

РЕШЕНИЕ. Карбонат калия К₂СО₃, образован сильным основанием КОН и слабой кислотой Н₂СО₃. Следовательно, с водой будет взаимодействовать карбонат ион.

К₂СО₃↔ 2К⁺ + СО₃^2-

СО₃^2- + НОН ↔ НСО₃^- + ОН^-

Константу гидролиза рассчитаем по формуле (13), зная, что К_В = 10^-14, а К^//_Д (Н₂СО₃) = 4,8∙10^-11 (см. приложение).

К_г = 10^-14 / 4,8∙10^-11 = 2∙10^-4.

ОТВЕТ: К_г = 2∙10^-4.

 

Степень и константа гидролиза связаны между собой соотношением:

К_г = β²∙С₀ / 1 – β (14),

где С₀ – молярная концентрация раствора (моль/л).

Этой формулой следует пользоваться, если соль образована слабой кислотой и слабым основанием. Для солей, образованных слабым основанием и сильной кислотой или слабой кислотой и сильным основанием справедливо приближенное соотношение, когда β«1:

К_г ≈ β²∙С₀ (15)

или

β = (16)

Это соотношение позволяет количественно оценить степень гидролиза в растворах солей определенной концентрации.

ПРИМЕР 10. Рассчитать степень гидролиза в 0,1М растворе хлорида аммония.

РЕШЕНИЕ. Найдем константу гидролиза по формуле (13), зная, что К_В = 10^-14, а К_Д(NH₄OH) = 1,79∙10^-5(см.приложение).

К_г = К_В / К_Д = 10^-14 / 1,79∙10^-5 = 5,5∙10^-10.

Так как соль образована сильной кислотой и слабым основанием, то из формулы (16) выразим β:

β = = = 7,4∙10^-5

ОТВЕТ: β = 7,4∙10^-5 или = 7,4∙10^-3 %.

 

ПРИМЕР 11. Определить рН 0,1 М раствора фосфата калия.

РЕШЕНИЕ. Будем считать, что гидролиз практически протекает по первой ступени:

К₃РО₄ + Н₂О ↔ К₂НРО₄ + КОН

РО₄^3- + Н₂О ↔ НРО₄^2- + ОН^-

Константа гидролиза по первой ступени определяется константой диссоциации образовавшейся слабой кислоты НРО₄^2-, т.е. третьей константой диссоциации фосфорной кислоты, значение которой берем из приложения. К_д^///(Н₃РО₄) = 1,3∙10^-12.

Используя формулу (13), рассчитаем константу гидролиза:

К_г = К_В/К_Д = 10^-14/(1,3∙10^-12) = 7,7∙10^-3.

Найдем степень гидролиза по формуле (16): β = √К_г/С₀ = √7,7∙10^-3/0,1 = 2,8∙10^-2.

Определим концентрацию образовавшихся ОН^- - ионов:

[OH^-] = β∙С₀; [OH^-] = 2,8∙10^-2∙0,1 = 2,8∙10^-3, откуда рОН = - lg [OH^-] =

= -lg (2,8∙10^-3) = 2,55.

рН = 14 – рОН = 14 – 2, 55 = 11,45.

ОТВЕТ: рН = 11,45.

Лабораторная работа № 1

ХОД РАБОТЫ

Опыт 1. Экспериментальное наблюдение электропроводности водных растворов веществ.

В стакан с дистиллированной водой опустить угольные электроды, укреплённые на деревянной дощечке и подключенные в цепь последовательно с милливольтметром. Включите прибор в сеть. Отклоняется ли стрелка милливольтметра? Проводит ли дистиллированная вода электрический ток?

Таким же образом изучить электропроводность раствора сахара, 0,1н. растворов H₂SO₄, KOH, NH₄OH, CH₃COOН. Обратите внимание, отклоняется ли стрелка милливольтметра и на сколько сильно это отклонение.

Смешайте растворы NH₄OH и CH₃COOН. Изучите их электропроводность.

Какие из испытанных веществ являются электролитами? По глубине отклонения стрелки милливольтметра отметьте сильные и слабые электролиты. Чем можно объяснить разные показания милливольтметра для растворов NH₄OH, CH₃COOН и их смеси? К сильным или слабым электролитам относится продукт, полученный при смешивании растворов NH₄OH и CH₃COOН?

Оформите полученные данные в таблицу.

 

Вещество	Уравнения диссоциации	Показания милливольтметра

Составьте уравнения (в молекулярной и ионно-молекулярной формах) реакции, протекающей между NH₄OH и CH₃COOН при смешивании их растворов.

Сделайте общий вывод: сильными или слабыми электролитами являются кислоты? основания? соли? Чем измеряется сила электролита? Укажите условные значения степени и константы диссоциации для сильных, слабых и средней силы электролитов.

Опыт 2. Направление обменных ионных процессов в растворах электролитов.

а) Образование малорастворимых веществ.

Втри пробирки внесите по 2—3 капли следующих растворов: в первую — хлорида железа (III) FeCl₃, во вторую — силиката натрия Na₂Si0₃, в третью — разбавленной серной кислоты H₂SO₄. Добавьте в них по такому же количеству растворов: первую пробирку — гидроксида натрия, во вторую — соляной кислоты, в третью — хлорида бария. Наблюдайте в первом случае выпадение осадка гидроксида железа (III), во втором -— метакремниевой кислоты, в третьем— сульфата бария.

Напишите в молекулярном и ионно-молекулярном виде уравнения протекающих реакций, направленных в сторону образования малорастворимых веществ.

б) Образование слабых кислот и оснований.

В две пробирки внесите по 5—7 капель: в первую — раствора ацетата натрия NaCH₃COO, во вторую — хлорида аммония. Добавьте в первую пробирку несколько капель серной кислоты (1:1), перемешайте раствор стеклянной палочкой и слегка подогрейте.

Определите по запаху, что реакция протекала в сторону образования слабой уксусной кислоты. Напишите молекулярное и ионно-молекулярное уравнения реакции. Во вторую пробирку добавьте 4 н. раствора щелочи и подогрейте раствор. Определите по запаху выделение аммиака. Напишите молекулярное и ионно-молекулярное уравнения реакции, протекающей в сторону образования слабого основания NH₄OH, и уравнение его распада на аммиак и воду.

в) Образование летучих продуктов реакции.

Поместите в две пробирки по 5—7 капель раствора соды Na₂CO₃. Проверьте наличие в растворе иона CO₃²⁻, для чего в одну пробирку добавьте несколько капель хлорида кальция. Какое вещество выпало в осадок? Напишите молекулярное и ионно-молекулярное уравнения реакции.

Добавьте во вторую пробирку несколько капель серной кислоты (1:1) и наблюдайте выделение газа. Подогрейте слегка пробирку, дождитесь конца выделения газа и добавьте несколько капель раствора хлорида кальция. Почему не выпадает осадок СаСО₃? Напишите молекулярное и ионно-молекулярное уравнения реакции взаимодействия соды с серной кислотой.

Лабораторная работа №2

ВОДОРОДНЫЙ ПОКАЗАТЕЛЬ СРЕДЫ. ГИДРОЛИЗ СОЛЕЙ

Опыт 1. Гидролиз соли, образованной сильным основанием и слабой кислотой

Получите у лаборанта навеску соли (карбоната, гидрокарбоната, ацетата или нитрита натрия) и приготовьте в мерной колбе на 100 мл её раствор.

Вычислите молярную концентрацию приготовленного раствора.

Измерьте рН приготовленного раствора сначала с помощью уни­версального индикатора, а затем рН-метром.

Составьте молекулярное и ионно-молекулярное уравнения реак­ции гидролиза соли (первая ступень) и вычислите рН приготовленного раствора.

Закончите оформление результатов опыта вычислением рН рас­твора и сравнением его значения с полученным экспериментально на рН-метре.

Результаты расчётов и измерений введите в таблицу.

 

Навеска, г	Объём раствора, мл	С (теор.), моль/литр	рН (индикатор)	рН (рН-метр)	рН (теор.)

Опыт 2. Гидролиз соли, образованной слабым основанием и сильной кислотой

Получите у лаборанта навеску соли (хлорида железа (Ш), хло­рида или сульфата алюминия) и приготовьте в мерной колбе на 100мл её раствор.

Вычислите молярную концентрацию приготовленного раствора.

Измерьте рН раствора сначала с помощью универсального ин­дикатора, а затем рН-метром.

Запишите молекулярное и ионно-молекулярное уравнения ре­акции гидролиза (первая ступень) и вычислите молярную концентра­цию соли в растворе на основании найденного значения водородного показателя среды.

Результаты расчётов и измерений введите в таблицу.

 

Навеска, г	Объём раствора, мл	С (теор.)	рН (индика­тор)	рН (рН-	С(эксп.), моль/л

Опыт 3. Смещение равновесия реакции гидролиза соли при разбавлении раствора

Убедитесь в том, что концентрированный раствор ацетата свинца (II) прозрачен, В коническую колбу налейте 50 мл водопро­водной воды, добавьте 1—2 капли концентрированного раствора РЬ(СН₃СОО)₂. Наблюдайте образование осадка.

При оформлении результатов опыта:

1. Назовите гидролизующийся ион, составьте молекулярное и ион­но-молекулярное уравнения реакции гидролиза и объясните, почему концентрированный раствор РЬ(СН₃СОО)г прозрачен.

2. Объясните, почему при разбавлении в колбе появился осадок. Составьте уравнение реакции образования осадка. Имеет ли отноше­ние эта реакция к процессу гидролиза рассматриваемой соли?

3. Сделайте вывод о влиянии разбавления растворов гидролизующихся солей на гидролитическое равновесие.

Опыт 4. Смещение равновесия реакции гидролиза соли при изменении температуры

В пробирку внесите 5 — 6 мл раствора ацетата натрия CH₃COONa и 1-2 капли индикатора (фенолфталеина). Содержимое про­бирки разделите на 2 части, одну из них оставьте для сравнения, другую — нагрейте до кипения.

Сравните окраску индикатора в обеих пробирках. Дайте пробир­ке охладиться и снова сравните окраску индикатора в обеих пробирках. Опишите и поясните свои наблюдения.

Составьте молекулярное и ионно-молекулярное уравнения реак­ции гидролиза соли, назвав предварительно гидролизующийся ион. Сделайте вывод о среде раствора и о влиянии температуры на гидроли­тическое равновесие.

 

ИНДИВИДУАЛЬНЫЕ ЗАДАНИЯ

Задание 1

Составьте уравнения реакций (в молекулярной и ионно-молекулярной формах), происходящих в растворах между указанными веществами, и укажите, образованием какого вещества обусловлено протекание каждой реакции. При составлении уравнений используйте справочные данные о растворимости и диссоциации веществ:

 

а) AgNO₃ и Na₂SO₄; Na₂SO₃ и HCl;

б) Ba(NO₃)₂ и H₂SO₄; Cu(OH)₂ и HCl;

в) AgNO₃ и NaBr; Al(OH)₃ и H₂SO₄;

г) Fe₂(SO₄)₃ и NaOH; KCN и HCl;

д) CaCl₂ и AgNO₃; Fe(OH)₃ и H₂SO₄;

е) MgCl₂ и Na₂CO₃; ZnOHNO₃ и HNO₃;

ж) CrCl₃ и NH₄OH; FeS и HCl;

з) Cr₂(SO₄)₃ и NaOH; K₂S и HCl;

и) FeSO₄ и (NH₄)₂S; Fe(OH)₂ и H₂SO₄;

к) CdCl₂ и H₂S; CH₃COONa и H₂SO₄;

л) AgNO₃ и BaCl₂; K₂SO₃ и H₂SO₄;

м) CuCl₂ и NaOH; NH₄OH и HCl;

н) Al₂ (SO₄)₃ и KOH; K₂CO₃ и HCl;

о) CaCl₂ и Na₂CO₃; Al(OH)₃ и NaOH;

п) Cr₂(SO₄)₃ и KOH; KNO₂ и HCl;

р) FeSO₄ и KOH; NaHCO₃ и HCl;

с) K₂CO₃ и BaCl₂; NaHCO₃ и NaOH;

т) H₂SO₄ и NaOH; Be(OH)₂ и KOH;

у) AgNO₃ и NaJ; (NH₄)₂SO₄ и NaOH;

ф) FeCl₃ и КOH; ZnOHCl и HCl;

Задание 2

Составьте молекулярные уравнения реакций, которым соответствуют следующим ионно-молекулярные уравнения:

а) CH₃COO⁻ + H⁺ = CH₃COOH; Cr²⁺ + 2OH^– = Cr(OH)₂;

б) Ag⁺ + J⁻ = AgJ; CO₃^2– + 2H⁺ = CO₂ + 2H₂O;

в) HCO₃⁻ + H⁺ = H₂O + CO₂; Cu²⁺ + S^2– = CuS;

г) Zn²⁺ + H₂S = ZnS + 2H⁺; NH₄⁺ + OH ⁻ = NH₄OH;

д) HCO₃⁻ + OH ⁻ = CO₃²⁻ + H₂O; Zn(OH)₂ + 2H⁺ = Zn²⁺ + 2H₂O;

е) H⁺ + NO₂ ⁻ = HNO₂; Fe²⁺ + SO₃²⁻ = FeSO₃;

ж) SiO₃²⁻ + 2H⁺ = H₂SiO₃; 3Ni²⁺ + 2PO₄^3- = Ni₃(PO₄)₂;

з) H⁺ + OH ⁻ = H₂O; Fe³⁺ + 3OH^– = Fe(OH)₃;

и) ZnOH⁺ + H⁺ = Zn²⁺ + H₂O; H⁺ + CN^– = HCN;

к) Pb²⁺ + 2J ⁻ = PbJ₂; HSO₃^– + H⁺ = H₂SO₃;

л) SO₃^{2 −} + 2H⁺ = H₂SO₃; Ag⁺ + Cl ^– = AgCl;

м) NH₄OH + H⁺ = NH₄⁺ + H₂O; CH₃COO ^– + H⁺ = CH₃COOH;

н) MgOH⁺ + H⁺ = Mg²⁺ + H₂O; SO₄^{2 –} + H⁺ = HSO₄ ^– + H₂O;

о) NH₄⁺ + OH ⁻ = NH₃ + H₂O; ZnOH⁺ + OH^– = Zn(OH)₂;

п) Fe(OH)₂ + 2H⁺ = Fe²⁺ + 2H₂O; FeS + 2H⁺ = Fe²⁺ + H₂S;

р) CN ⁻ + H⁺ = HCN; Sn²⁺ + 2OH ⁻ = Sn(OH)₂;

с) Pb²⁺ + H₂S = PbS + 2H⁺; Al(OH)₂⁺ + OH ⁻ = Al(OH)₃;

т) Pb²⁺ + S^{2 −} = PbS; HCO₃⁻ + OH ⁻ = CO₃²⁻ + H₂O;

у) S^{2 −} + 2H⁺ = H₂S; Ba²⁺ + SO₄^{2 –} = BaSO₄;

ф) Cu + S^{2 −} = CuS; HCO₃⁻ + H ⁺ = CO₂ + H₂O.

Задание 3

а. Рассчитайте рОН 0,1 н раствора уксусной кислоты.

(К_Д СН₃СООН = 1,8∙10^-5).

б. Определите концентрацию ионов водорода в 0,01М растворе гидроксида аммония (α = 4,24∙10^-2).

в. Вычислить рН 0,15 н раствора азотистой кислоты.

(К_Д HNO₂ = 4 ∙10^-4).

г. Определить молярную концентрацию раствора муравьиной кислоты, рН которого равен 2,2 (К_Д НСООН = 1,8∙10^-4).

д. Степень диссоциации уксусной кислоты в 0,1 М растворе равна 1,32∙10^-2. Найти рН этого раствора.

е. Вычислить концентрацию ионов водорода и рН в 0,02 М растворе сероводородной кислоты (α =0,07%). Диссоциацией кислоты по второй ступени пренебречь.

ж. Константа диссоциации муравьиной кислоты НСООН равна 1,8∙10^-4. Указать величину рН для 0,04 М раствора этой кислоты.

з. Определить молярную концентрацию раствора циановодородной кислоты, рН которого 5 (К_Д HCN = 7,2∙10^-10).

и. Вычислить концентрацию ионов Н⁺ и рН в 0,01 М растворе плавиковой кислоты (α = 15%).

к. Рассчитаь рН 0,2 М раствора гидроксида свинца (К¹_Д Pb(OH)₂ = 9,6∙10^-4).

л. Найдите молярную концентрацию Н⁺ в растворе 0,5 л которого содержит 0,26 г НВr.

м. Определите [H⁺] в растворе, в 1,5 л которого содержится 0,6 г NaOH.

н. Определите рН 0,0005 М раствора Н₂SO₄.

о. Рассчитайте рН раствора NaOH, если в 500 мл растворах содержится 0,036 г гидроксида натрия.

п. Рассчитайте рН 0,002 М раствора Ba(OH)₂.

р. pH раствора азотной кислоты равен 2. Какая масса кислоты содержится в 1 л этого раствора?

с. рН раствора гидроксида натрия равен 12. Какую массу NaOH нужно взять для приготовления 1 л этого раствора?

т. рН раствора гидроксида бария равен 10. Какое количество Вa(OH)₂ нужно взять для приготовления 200 мл этого раствора?

у. Рассчитайте рН раствора, приготовленного путём разбавления 100 мл 2 н. раствора HCl до 1л.

ф. Рассчитайте рН раствора, оставшегося после выпаривания 500мл 0,02 М раствора КОН до объёма 250 мл.

Задание 4

а. Какие из солей FeSO₄, Na₂CO₃, KCl подвергаются гидролизу? Почему? Составьте молекулярные и ионно–молекулярные уравнения гидролиза соответствующих солей по 1-ой ступени. Какое значение рН имеет 0,01 М раствор FeSO₄?

б. Укажите реакцию среды растворов Na₂S и NH₄NO₃. Ответ подтвердите молекулярными и ионно-молекулярными уравнениями реакций. Назовите продукты гидролиза данных солей по 1-ой ступени. Определите рН 0,1 М раствора Na₂S.

в. Опишите поведение в воде соли FeCl₃ и рассмотрите равновесие в ее растворе при добавлении следующих веществ: а)HCl, б) NaCN, в) KOH. Составьте ионно-молекулярные и молекулярные уравнения гидролиза соответствующих солей. Укажите рН 0,05 М раствора FeCl₃.

г. Какие из пар солей в водных растворах взаимно усиливают гидролиз друг друга: а) AlCl₃ и Na₂S; б)Fe₂(SO₄)₃ и ZnCl₂; в) FeCl₃ и K₂SO₃? Почему? Составьте молекулярные и ионно-молекулярные уравнения соответствующих реакций. Определите рН 0,1 М раствора AlCl₃.

д. Какая из двух солей при равных условиях в большей степени подвергается гидролизу: FeCl₂ или FeCl₃; Na₂CO₃ или Na₂SO₃? Ответ подтвердите расчётом К_Г^/. Составьте ионно-молекулярные и молекулярные уравнения гидролиза соответствующих солей.

е. При смешивании растворов Al₂(SO₄)₃ и Na₂CO₃ каждая из взятых солей гидролизуется необратимо до конца с образованием соответствующих основания и кислоты. Составьте ионно-молекулярные и молекулярные уравнения гидролиза каждой из солей и уравнение совместного гидролиза. Определите рН 0,05 М раствора Na₂CO₃.

ж. Какие из солей - Al₂(SO₄)₃, K₂SO₃, NaCl - подвергаются гидролизу? Почему? Составьте молекулярные и ионно–молекулярные уравнения гидролиза соответствующих солей по 1-ой ступени. Какое значение рН имеет 0,04 М раствор K₂SO₃?

з. Укажите реакцию среды растворов K₂S и Cr(NO₃)₂. Ответ подтвердите молекулярными и ионно-молекулярными уравнениями реакций. Назовите продукты гидролиза данных солей по 1-ой ступени. Определите концентрацию K₂S (моль/л), если рН этого раствора равен 10.

и. Опишите поведение в воде соли Na₃PO₄ и рассмотрите равновесие в ее растворе при добавлении следующих веществ: а)H₂SO₄, б) KOH, в) ZnSO₄. Составьте ионно-молекулярные и молекулярные уравнения гидролиза соответствующих солей. Укажите рН 0,001 М раствора Na₃PO₄.

к. Какие из пар солей в водных растворах взаимно усиливают гидролиз друг друга: а) FeCl₃ и Na₂CO₃; б)Fe₂(SO₄)₃ и AlCl₃; в) NH₄Cl и K₂SO₃? Почему? Составьте молекулярные и ионно-молекулярные уравнения соответствующих реакций. Определите концентрацию FeCl₃ (моль/л), если рН этого раствора равен 4.

л. Какая из двух солей при равных условиях в большей степени подвергается гидролизу: NaCN или NaClO; MgCl₂ или ZnCl₂ ? Почему? Ответ подтвердите расчётом К_Г^/. Составьте ионно-молекулярные и молекулярные уравнения гидролиза соответствующих солей.

м. При смешивании растворов K₂S и CrCl₃ каждая из взятых солей гидролизуется необратимо до конца с образованием соответствующих основания и кислоты. Составьте ионно-молекулярные и молекулярные уравнения гидролиза каждой из солей и уравнение совместного гидролиза. Определите рН 0,05 М раствора CrCl₃.

н. Какие из солей Cr₂(SO₄)₃, K₂S, RbCl подвергаются гидролизу? Почему? Составьте молекулярные и ионно–молекулярные уравнения гидролиза соответствующих солей по 1-ой ступени. Определите рН 0,05 М раствора K₂S.

14. Укажите реакцию среды растворов Na₃PO₄ и ZnSO₄. Ответ подтвердите молекулярными и ионно-молекулярными уравнениями реакций. Назовите продукты гидролиза данных солей по 1-ой ступени. Определите рН 0,01 М раствора ZnSO₄.

о. Опишите поведение в воде соли ZnCl₂ и рассмотрите равновесие в ее растворе при добавлении следующих веществ: а)H₂SO₄, б) NaOH, в) CH₃COOK. Составьте ионно-молекулярные и молекулярные уравнения гидролиза соответствующих солей. Определите концентрацию раствора (моль/л) ZnCl₂, рН которого равен 6.

п. Какие из пар солей в водных растворах взаимно усиливают гидролиз друг друга: а) NiSO₄ и CH₃COOK; б) FeCl₃ и Pb(NO₃)₂; в) NH₄NO₃ и Na₂CO₃? Почему? Составьте молекулярные и ионно-молекулярные уравнения соответствующих реакций. Определите концентрацию раствора FeCl₃ (моль/л), рН которого равен 4.

р. Какая из двух солей при равных условиях в большей степени подвергается гидролизу: NaCN или CH₃COONa; SnCl₂ или SnCl₄ ? Почему? Ответ подтвердите расчётом К_Г^/. Составьте ионно-молекулярные и молекулярные уравнения гидролиза соответствующих солей.

с. При смешивании растворов K₂SO₃ и Pb(NO₃)₂ каждая из взятых солей гидролизуется необратимо до конца с образованием соответствующих основания и кислоты. Составьте ионно-молекулярные и молекулярные уравнения гидролиза каждой из солей и уравнение совместного гидролиза. Определите концентрацию раствора K₂SO₃ (моль/л), рН которого равен 8.

т. Какие из солей Fe(NO₃)₃, K₃PO₄, Na₂SO₄ подвергаются гидролизу? Почему? Составьте молекулярные и ионно–молекулярные уравнения гидролиза соответствующих солей по 1-ой ступени. Определите рН 0,01 М раствора Fe(NO₃)₃.

у. Опишите поведение в воде соли Pb(NO₃)₂ и рассмотрите равновесие в ее растворе при добавлении следующих веществ: а) KOH, б) HCl, в) NaNO₂. Составьте ионно-молекулярные и молекулярные уравнения гидролиза соответствующих солей. Определите рН 0,1 М раствора Pb(NO₃)₂.