Состав воды. Уникальные особенности водных растворов

Вода (оксид водорода) - бинарное неорганическое соединение с химической формулой Н 2 O. Молекула воды состоит из двух атомов водорода и одного - кислорода, которые соединены между собой ковалентной связью. При нормальных условиях представляет собой прозрачную жидкость, не имеющую цвета (при малой толщине слоя), запаха и вкуса. В твёрдом состоянии называется льдом (кристаллы льда могут образовывать снег или иней), а в газообразном - водяным паром. Вода также может существовать в виде жидких кристаллов (на гидрофильных поверхностях). Составляет приблизительно около 0,05 % массы Земли.

Водный раствор - разновидность раствора, в котором растворителем служит вода. Будучи превосходным растворителем, именно вода используется для приготовления большинства растворов в химии.

Вещества, которые плохо растворяются в воде, называют гидрофобными ("боящимися воды"), а хорошо в ней растворяющиеся - гидрофильными ("любящими воду"). Примером типичного гидрофильного соединения может служить хлорид натрия (поваренная соль).

Если вещество образует водный раствор, который хорошо проводит электрический ток, то он называется сильным электролитом; в противном случае - слабым. Сильные электролиты в растворе почти полностью распадаются на ионы (α→1), а слабые практически не распадаются (α→0).

Вещества, растворяющиеся в воде, но не распадающиеся на ионы (то есть находящие в растворе в молекулярном состоянии), называются неэлектролитами (пример - сахар).

При выполнении расчётов в уравнениях реакций, где взаимодействует один или несколько водных растворов, часто необходимо знать молярную концентрацию растворимого вещества.

Растворимость - способность вещества образовывать с другими веществами однородные системы - растворы, в которых вещество находится в виде отдельных атомов, ионов, молекул или частиц. Растворимость выражается концентрацией растворённого вещества в его насыщенном растворе либо в процентах, либо в весовых или объёмных единицах, отнесённых к 100 г или 100 см³ (мл) растворителя (г/100 г или см³/100 см³). Растворимость газов в жидкости зависит от температуры и давления. Растворимость жидких и твёрдых веществ - практически только от температуры. Все вещества в той или иной степени растворимы в растворителях. В случае, когда растворимость слишком мала для измерения, говорят, что вещество нерастворимо.

Зависимость растворимости веществ от температуры выражается с помощью кривых растворимости. По кривым растворимости производят различные расчёты. Например, можно определить массу вещества, которое выпадет в осадок из насыщенного раствора при его охлаждении.

Процесс выделения твёрдого вещества из насыщенного раствора при понижении температуры называется кристаллизацией. Кристаллизация играет огромную роль в природе-приводит к образованию некоторых минералов, участвует в процессах, протекающих в горных породах.

Состав любого раствора может быть выражен как качественно, так и количественно. Обычно, при качественной оценке раствора применяют такие понятия как, насыщенный , ненасыщенный , пересыщенный (или перенасыщенный ), концентрированный и разбавленный раствор.

Насыщенным называется раствор, в котором содержится максимально возможное при данных условиях (t, р) количество растворённого вещества. Насыщенный раствор часто находится в состоянии динамического равновесия с избытком растворённого вещества, при котором процесс растворения и процесс кристаллизации (выпадения вещества из раствора) протекают с одинаковой скоростью.

Для приготовления насыщенного раствора растворение вещества необходимо вести до образования осадка, не исчезающего при длительном хранении.

Ненасыщенным называется раствор, который содержит вещества меньше, чем его может раствориться при данных условиях.

Перенасыщенные растворы содержат в себе по массе больше растворённого вещества, чем его может раствориться в данных условиях. Образуются перенасыщенные растворы при быстром охлаждении насыщенных растворов. Они неустойчивы и могут существовать ограниченное время. Очень быстро лишнее растворённое вещество выпадает в осадок, а раствор превращается в насыщенный.

Следует отметить, что при изменении температуры насыщенный и ненасыщенный растворы могут легко обратимо превращаться друг в друга. Процесс выделения твёрдого вещества из насыщенного раствора при понижении температуры называется кристаллизацией . Кристаллизация и растворение играют огромную роль в природе: приводят к образованию минералов, имеют большое значение в атмосферных и почвенных явлениях. На основе кристаллизации в химии распространён метод очистки веществ, который называется перекристаллизацией.

Для приблизительного количественного выражения состава раствора используют понятия концентрированный и разбавленный растворы .

Концентрированным называется раствор, в котором масса растворённого вещества соизмерима с массой растворителя, т.е. не отличается от него более чем в 10 раз.

Если же масса растворённого вещества более чем в десять раз меньше массы растворителя, то такие растворы называются разбавленными .

Однако следует помнить, что деление растворов на концентрированные и разбавленные условно, и чёткой границы между ними нет.

Точный количественный состав растворов выражают при помощи массовой доли растворённого вещества , его молярной концентрации , а также некоторыми другими способами.

Образование осадка сводится к взаимодействию ионов Ag + и С L - , так как образуется малодиссоциирующее соединение(краткое ионное уравнение)

Ag + + CL - = AgCL

Полное ионное уравнение имеет вид:

Na + + C
+ Ag + +
= AgCL +Na + +

Реакция с образованием газов

Na 2 S + 2HCL1 = 2NaCL + H 2 S

Для простоты и удобства напишем сразу уравнение реакции в сокращенной форме:

2H + +
=H 2 S

если одно из взятых веществ является трудно растворимым в воде (неэлектролит), то формула этого вещества записывается в молекулярной форме:

Ca 3 P 2 + 6HNO 3 = 3Ca(NO 3) 2 + 2PH 3

Ca 3 P 2 + 6H + = 3Ca 2+ + 2PH 3

Реакция с образованием слабых электролитов.К слабым электролитам относятся вещества со степенью диссоциации меньше 2%, например вода, слабые кислоты, трудно растворимые основания соли и др.

Пример1. Ca(HCO 3 ) 2 + 2HBr = CaBr 2 +2H 2 O + 2CO 2

HC+ H + = H 2 O + CO 2

Пример2. 2CrOHSO 4 +H 2 SO 4 = Cr 2 (SO 4 ) 3 + 2H 2 O

CrOH 2+ + H + = Cr 3+ + H 2

Тема:Гидролиз солей

Гидролиз соли - это реакция обмена ионов соли с ионами воды.

При гидролизе смещается равновесие диссоциации воды вслед­ствие связывания одного из ионов в слабый электролит.

При связывании ионов Н + в растворе накапливаются ионы
, реакция среды будет щелочная, а при связывании ионов
накапливаются ионы Н + - среда кислая.

Разберем случаи гидролиза, пользуясь понятиями «слабый» и «сильный» электролит.

I. Соль образована сильным основанием и сильной кислотой (гидролизу не подвергается). При растворении в воде в присутст­вии индикатора лакмуса нитрата калия окраска лакмуса не из­меняется. Уравнение реакции в молекулярной и ионной формах имеет вид:

KNO 3 +H 2 O
KOH+HNO 3

K = +N+HOH
K + +O
+H + +N

Среда нейтральная, так как ионы Н + и ОН" не связываются дру­гими зонами в слабый электролит.

П. Соль образована сильным основанием и слабой кислотой (гидролиз протекает по аниону). Это имеет место при гидролизе соли
. При диссоциации ионы соли
и
взаимодей­ствуют с ионами Н + и
из воды. При этом ацетат-ионы (
) связываются с ионами водорода (Н + ) в молекулы сла­бого электролита - уксусной кислоты (СН 3 СООН) , а ионы
накапливаются в растворе, сообщая ему щелочную реак­цию, так как ионы К + не могут связать ионы
(КОН яв­ляется сильным электролитом).

Уравнения гидролиза соли СН 3 СООК будут иметь следующий вид:

в молекулярной форме

в ионной форме

в сокращенной ионной форме

Соль образована слабым основанием и сильной кислотой (гидролиз протекает по катиону). Это имеет место при гидролизе соли NH 4 C 1 (NH 4 OH - слабое основание, НС1 - сильная кислота), Отбросим ион
, так как он с катионом воды дает сильный элей тролит, тогда в сокращенной ионной форме уравнение гидролиза примет следующий вид:

В молекулярной форме:

Ионы OH - связываются в слабый электролит, а ионы H + накапливаются – среда кислая.

Соль образована основанием и слабой кислотой(гидролиз протекает по катиону аниону). Это имеет место при гидролизе соли CH 3 COONH 4 . Запишем уравнение в ионной форме:

Образуется слабое основание и слабая кислота. Степень диссоциация которых приблизительно одинакова. Поэтому при наличии гидролиза среда будет приблизительно нейтральная.

тема: Неметаллы

Общая характеристика неметаллов. Число неметаллов, известных в природе, по сравнению с металлами относительно невелико. Их размещение в периодической системе химических элементов Д. И. Менделеева показано в таблице 5.

Из таблицы 5 видно, что элементы - неметаллы в основном расположены в правой верхней части периодической системы химических элементов Д. И. Менделеева. Так как в периодах постепенно увеличиваются заряды ядер атомов элементов и уменьшаются атомные радиусы, а в главных подгруппах с увеличением порядков номера элемента атомные радиусы резко возрастают, то становиться понятным, почему атомы неметаллов сильнее притягивают внешние электроны по сравнению с атомами металлов. Таким образом, у неметаллов преобладают окислительные свойства, т. е. способность присоединять электроны. Особо ярко эти свойства важны у неметаллов VII и VI групп главных подгрупп 2-го и 3-го периодов. Самый сильный окислитель – фтор. Окислительные способности элементов – неметаллов зависят от численного значения электроотрицательности и увеличиваются в следующем порядке:

Si, B, H, P, C, S, I, N, Cl, O, F

Такая же закономерность в изменении окислительных свойств характерна для соответствующих простых веществ. Ее можно наблюдать в реакциях указанных неметаллов с водородом и металлами. Так, фтор более энергично реагирует с водородом и металлами:

Кислород реагирует менее энергично:

Фор как самый активный неметалл в химических реакциях вообще не проявляет восстановительных свойств, т. е. фтор не способен отдавать электроны.

Кислород же в соединение с фтором (

) проявляет положительную степень окисления, т. е. может быть восстановителем.

Восстановительные свойства, хотя и в значительно более слабой степени по сравнению с металлами, проявляют и все остальные элементы – неметаллы и соответствующие им простые вещества, причем эти свойства постепенно возрастают от кислорода к кремнию:

O, Cl, N, I, S, C, P, H, B, Si

Например, хлор непосредственно с кислородом не соединяется, но косвенным путем можно получить оксид хлора , в которых хлор проявляет положительную степень окисления. Азот, как вам известно (II), при высокой температуре непосредственно соединяется с кислородом и проявляет при этом восстановительные свойства:

Еще энергичнее с кислородом реагирует сера:

причем сера примерно в равной степени проявляет как восстановительные, так и окислительные свойства. Так, при нагревании паров серы с водородом происходит реакция:

Тема:Металлы.

Чистые металлы в твердом состоянии - это кристаллы, в кото­рых частицы вещества расположены в определенном геометричес­ком порядке, образуя кристаллическую решетку, в узлах которой находятся положительно заряженные ионы и нейтральные атомы, а между ними перемещаются свободные электроны.

Атомы в кристаллической решетке металлов расположены очень близко друг к другу и их внешние электроны могут переме­щаться не только вокруг одного атома, а вокруг многих. Таким об­разом, внешние электроны свободно перемещаются по всему метал­лу» образуя так называемый «электронный газ».

Существование свободных электронов в металлах подтвержда­ется тем, что металлы обладают большой электрической проводи­мостью, при нагревании все металлы испускают поток свободных электронов.

Все металлы, за исключением ртути, при обычных условиях, твердые вещества. В компактном состоянии (в виде пластинки, слитка) для металлов характерен металлический блеск из-за отра­жения света от их поверхности. В тонкоизмельченном состоянии металлический блеск сохраняют только магний и алюминий, по­рошки остальных металлов черного или темно-серого цвета.

Большинство металлов имеют белый серебристый цвет, не прозрачны (так как почти все они в одинаковой мере поглощают лучи длинных и коротких волн света). Цезий и золото - желтого цвета, медь - желто-красного.

В технике металлы принято делить на группы:

по цвету - черные (железо, хром, марганец и их сплавы); цветные - все остальные;

по плотности - легкие - плотность меньше 5 г/см 8 (литий, калий, кальций, алюминий и др.); тяжелые - плотность больше 5 г/см 3 (олово, свинец, ртуть, железо и др.). Самым легким металлом является литий (пл. 0,53), самым тяжелым - осмий (пл. 22,5);

по температуре плавления - легкоплавкие - т. пл. 350. °С и ниже (свинец 327 °С, олово 232 °С, натрий 98 °С, калий 63 °С, цезий 28 °С и др.); тугоплавкие - т. пл. выше 350 °С (железо 1539 °С, хром 1875 °С). Самый тугоплавкий металл вольфрам, т. пл. 3380 °С. 4

Важными физическими свойствами металлов являются электрическая проводимость и теплопроводность, которые обусловлены наличием во всех металлах свободных электронов.

Наибольшую электрическую проводимость имеет серебро, затем медь, золото, хром, алюминий, магний.

Из механических свойств для металлов характерны пла­стичность, ковкость, тягучесть:

пластичность - это свойство металлов деформироваться без трещин, под действием определенной нагрузки;

ковкость - это свойство металлов деформироваться без трещин под влиянием сжатия при температуре ниже температуры плавле­ния металла;

тягучесть -способность металлов вытягиваться в нить.

Металлы с малой тягучестью хрупки, а металлы с большой тягу­честью устойчивы на разрыв.

Наибольшей пластичностью, ковкостью и тягучестью обладает золото: из него можно изготовить пластинки толщиной 0,003 мм и вытягивать в проволоку, невидимую невооруженным глазом. В наи­меньшей степени этими качествами обладают висмут и марганец.

Общим, присущим исключительно металлам, химическим свой­ством является способность только отдавать электроны, превра­щаясь в свободные, положительно заряженные ионы:

Способность отдавать электроны выражена у металлов по-раз­ному. Мерой прочности связи электронов в атомах является энергия ионизации. Наименьшей энергией ионизации обладают щелочные металлы, поэтому они являются энергичными восстановителями.

Восстановительными свойствами металлов обусловлена их спо­собность вступать в реакции с различными окислителями: неметал­лами, кислотами, солями менее активных металлов.

Названия всех соединений металлов с неметаллами оканчивают­ся на -ид (оксид, хлорид, нитрид, сульфид и т. д.).

1. Металлы взаимодействуют с неметаллами:

а) большинство металлов хорошо реагируют с кислородом, да­вая оксиды:

б) легко соединяются с галогенами, образуя галогениды:

2 Fe + 3 Cl 2 = 2 FeCl 3

в) с азотом металлы образуют нитриды:

г) при определенных условиях металлы взаимодействуют с се­рой, образуя сульфиды:

д) с водородом взаимодействуют непосредственно только щелоч­ные и щелочно-земельные металлы, образуя гидриды:

П

Уникальные особенности водных растворов

Водный раствор представляет собой раствор, который взаимодействует с водой. Что делает воду существенной, так как она может позволить веществам растворяться и / или диссоциировать на ионы внутри нее.

Электролиты

Вода обычно представляет собой растворитель, содержащийся в водном растворе, где растворителем является вещество, которое растворяет растворенное вещество. Растворённое вещество представляет собой вещество или соединение, растворенное в растворителе. Раствор имеет меньшее количество частиц, чем растворитель, где частицы находятся в случайном движении. Интересно, что водные растворы с ионами в некоторой степени проводят электричество. Чистая вода с очень низкой концентрацией ионов не может проводить электричество. Когда растворенное вещество диссоциирует в воде с образованием ионов, его называют электролитом из-за того, что раствор является хорошим электрическим проводником. Когда никакие ионы не образуются или содержание ионов невелико, растворенное вещество является неэлектролитом. Неэлектролиты не проводят электричество или проводят его в очень малой степени.

В водном растворе сильный электролит считается полностью ионизированным или диссоциированным в воде, то есть он растворим. Сильные кислоты и основания обычно являются сильными электролитами. Тогда слабый электролит считается не полностью диссоциированным, поэтому он все еще содержит целые соединения и ионы в растворе. Слабые кислоты и основания обычно являются слабыми электролитами. Другими словами, сильные электролиты имеют лучшую тенденцию подавать ионы в водный раствор, чем слабые электролиты, и поэтому сильные электролиты создают водный раствор, который является лучшим проводником электричества.

Концентрации ионов

В водном растворе количество ионов вида связано с количеством молей этого вида на концентрацию вещества в водном растворе. Молярность — это число молей растворенного вещества (n), деленного на общий объем (V) решения: (n), деленный на общий объем (V) решения:

Молярность или концентрация могут быть представлены путем размещения растворенного вещества в скобках () для концентрации ионов хлорида. для концентрации Хлорид-ионы.

Реакции осаждения

Реакции осаждения происходят, когда катионы и анионы в водном растворе объединяются с образованием нерастворимого ионного твердого вещества, называемого осадком. Независимо от того, происходит ли такая реакция, можно определить, используя правила растворимости для обычных ионных твердых тел. Поскольку не все водные реакции образуют осадки, перед определением состояния продуктов и написанием чистого ионного уравнения необходимо проконсультироваться с правилами растворимости. Способность прогнозировать эти реакции позволяет ученым определять, какие из ионов присутствуют в растворе, и позволяет отраслям создавать химические вещества путем извлечения компонентов из этих реакций.

Свойства осадков

Осадки представляют собой нерастворимые ионные твердые продукты реакции, образующиеся, когда определенные катионы и анионы объединяются в водном растворе. Определяющие факторы образования осадка могут меняться. Некоторые реакции зависят от температуры, например, от растворов, используемых для буферов, тогда как другие зависят только от концентрации раствора. Твердые вещества, полученные в реакциях осаждения, представляют собой кристаллические твердые вещества и могут суспендироваться по всей жидкости или падать на дно раствора. Оставшаяся жидкость называется супернатантной жидкостью. Два компонента смеси (осадок и супернатант) могут быть разделены различными способами, такими как фильтрация, центрифугирование или декантирование.

Реакции осаждения и двойной замены

Использование правил растворимости требует понимания того, как реагируют ионы. Большинство реакций осаждения являются реакциями с одной заменой или реакциями с двойной заменой. Реакция двойной замены происходит, когда два ионных реагента диссоциируют и связывают с соответствующим анионом или катионом из другого реагента. Ионы заменяют друг друга на основе их зарядов как катион или анион. Это можно рассматривать как «коммутаторы». То есть два реагента, каждый из которых «теряет» своего партнера и формирует связь с другим партнером.

Реакция с двойной заменой конкретно классифицируется как реакция осаждения, когда рассматриваемое химическое уравнение происходит в водном растворе, и один из образованных продуктов является нерастворимым. Ниже приведен пример реакции осаждения:

Оба реагента являются водными и один продукт является твердым. Поскольку реагенты являются ионными и водными, они диссоциируют и поэтому растворимы. Тем не менее, существует шесть рекомендаций по растворимости, которые используются для прогнозирования того, какие молекулы нерастворимы в воде. Эти молекулы образуют твердый осадок в растворе.

Правила растворения

1. Соли, образованные катионами группы 1 и катионами NH + 4 NH + 4 , являются растворимыми. Существуют некоторые исключения для некоторых солей Li + .
2. Растворимы ацетаты (C 2 H 3 O-2C 2 H 3 O 2 —), нитраты (NO — 3 NO 3 —) и перхлораты (ClO — 4 ClO 4 —).
3. Бромиды, хлориды и иодиды растворимы.
4. Сульфаты (SO 2 — 4SO 4 2-) растворимы, за исключением сульфатов, образованных с Ca 2+ Ca 2+ , Sr 2+ Sr 2+ и Ba 2+ Ba 2+ .
5. Соли, содержащие серебро, свинец и ртуть (I), нерастворимы.
6. Карбонаты (CO 2- 3 CO 2- 3), фосфаты (PO 3- 4 PO 4 3-), сульфиды, оксиды и гидроксиды (OH — OH —) нерастворимы. Исключение составляют сульфиды, образованные катионами и гидроксидами группы 2, образованными кальцием, стронцием и барием.

Если в правилах указывается, что ион растворим, то он остается в форме водного иона. Если ион нерастворим в соответствии с правилами растворимости, он образует твердое вещество с ионом из другого реагента. Если показано, что все ионы в реакции растворимы, то реакция осаждения не происходит.

Ионные уравнения

Чтобы понять определение чистого ионного уравнения, напомним уравнение для реакции двойной замены. Поскольку эта конкретная реакция представляет собой реакцию осаждения, состояния материи могут быть назначены каждой переменной паре:

Первым шагом к написанию чистого ионного уравнения является отделение растворимых (водных) реагентов и продуктов в их соответствующие катионы и анионы. Осадки не диссоциируют в воде, поэтому твердое вещество не должно разделяться. Полученное уравнение выглядит так:

В приведенном выше уравнении на обеих сторонах уравнения присутствуют А + и Д — ионы. Они называются зрительными ионами, поскольку они остаются неизменными в течение всей реакции. Поскольку они проходят через неизмененное уравнение, их можно устранить, чтобы показать чистое ионное уравнение:

Чистое ионное уравнение показывает только реакцию осаждения. Чистое ионное уравнение должно быть сбалансировано с обеих сторон не только с точки зрения атомов элементов, но и с точки зрения электрического заряда. Реакции осаждения обычно представлены исключительно чистыми ионными уравнениями. Если все продукты являются водными, чистое ионное уравнение не может быть записано, потому что все ионы нейтрализуются как зрительные ионы. Поэтому реакция осаждения не происходит.

Практические проблемы

Напишите чистое ионное уравнение для реакций потенциального двойного смещения. Не забудьте включить состояния материи и сбалансировать уравнения.

1. Независимо от физического состояния продуктами этой реакции являются Fe(OH) 3 и NaNO3. Правила растворимости предсказывают, что NaNO 3 растворима, поскольку все нитраты растворимы. Однако Fe(OH) 3 нерастворим, поскольку гидроксиды нерастворимы, и Fe не является одним из катионов, что приводит к исключению. После диссоциации ионное уравнение выглядит следующим образом:

Отмена зрительных ионов оставляет чистое ионное уравнение.

Вода – это неорганическое соединение, состоящее из кислорода и водорода. В нормальных условиях это бесцветная, прозрачная жидкость, которая не имеет запаха и вкуса. В твердом виде вода называется снегом, льдом или инеем, в газообразном – паром. Примерно 71% всей поверхности планеты покрыт водой. На океаны припадает примерно 96% водных запасов, на остальные 4% припадают озера, ледники, болота и грунтовые воды. По своей природе вода является отличным растворителем и всегда в своем составе содержит растворенные вещества или газы, за исключением дистиллированной воды. Вода является важнейшим источником жизни на всей планете. Поэтому в нашей статье мы попытаемся рассказать вам все об этом удивительном веществе, а главное, какое вещество вода по своей природе и каковы ее химические и физические свойства.

Физические свойства воды

• При нормальных атмосферных условиях вода сохраняет жидкое состояние, в то же время как остальные водородные соединения схожего плана являются газами. Это явление объясняется особыми свойствами сложения молекул и атомов воды, и присутствующими между ними связями. Атомы кислорода присоединены к атомам водорода, образуя угол почти в 105 градусов, и данная конфигурация сохраняется всегда. Через большую разницу электроотрицательности атомов кислорода и водорода, электронные облака сильно сдвинуты в сторону кислорода. В связи с данной причиной молекула воды считается активным диполем, в котором водородная сторона имеет положительный заряд, а кислородная отрицательный. В результате молекула воды образует связи, разорвать которые довольно сложно и на это потребуются большие затраты энергии.
• Вода практически не поддается сжиманию. Так, при увеличении атмосферного давления на один бар, вода сжимается лишь на 0.00005 часть, от ее первоначального объема.
• Структура льда и воды очень схожи. Как во льду, так и в воде, молекулы стараются расположиться в некотором определенном порядке – они хотят образовать структуру, но тепловое движение препятствует этому. Когда вода переходит в твердое состояние, тепловое вращение молекул уже не препятствует структурному образованию, после чего молекулы упорядочиваются, и пустоты между ними увеличиваются, от чего, следовательно, падает плотность. Вот чем объясняется тот момент, что вода – это вещество очень аномальное. Твердое агрегатное состояние воды – лед, может спокойно плавать на поверхности жидкого агрегатного состояния воды. Когда же происходит испарение, наоборот, все связи сразу же разрываются. На разрыв данных связей требуется немаленькое количество энергии, что объясняет наибольшую теплоемкость воды среди всех веществ. Чтобы подогреть литр воды на 1 градус, необходимо потратить около 4 кДж энергии. Благодаря этому свойству вода часто используется в качестве теплоносителя.
• Вода обладает высоким поверхностным натяжением, уступая в данном показателе лишь ртути. Большая вязкость воды объясняется ее водородными связями, которые мешают молекулам совершать движения с разными скоростями.
• Вода является хорошим растворителем. Молекулы растворяемого вещества сразу же окружаются молекулами воды. Положительные частицы растворяемого вещества притягиваются атомами кислорода, а отрицательные – атомами водорода. Так как размеры молекул воды достаточно малы, то каждую молекулу растворяемого вещества может окружить сразу большое количество молекул воды.
• Вода - это вещество, которое имеет отрицательный электрический потенциал поверхности.
• В чистом виде, вода является хорошим изолятором, но так как в ней зачастую растворены те или иные вещества, соли или кислоты, то в воде всегда находятся отрицательные и положительные ионы. Благодаря этим свойствам вода может проводить электричество.
• Показатель преломления воды – n=1.33. Но вода прекрасно поглощает инфракрасное излучение, и в связи с этим свойством вода, а точнее водяной пар является парниковым газом. Также вода способна поглотить микроволновое излучение, на чем и основано действие СВЧ печей.

Химические свойства

Те, кто думают, что вода - органическое вещество, сильно ошибаются. Воду образуют два элемента – кислород и водород. Далее рассмотрим основные химические свойства воды.

Раствор – это гомогенная система, состоящая из двух или более веществ, содержание которых можно изменять в определенных пределах без нарушения однородности.

Водные растворы состоят из воды (растворителя) и растворенного вещества. Состояние веществ в водном растворе при необходимости обозначается нижним индексом (р), например, KNO 3 в растворе – KNO 3(p) .

Растворы, которые содержат малое количество растворенного вещества, часто называют разбавленными, а растворы с высоким содержанием растворенного вещества – концентрированными. Раствор, в котором возможно дальнейшее растворение вещества, называется ненасыщенным, а раствор, в котором вещество перестает растворяться при данных условиях, – насыщенным. Последний раствор всегда находится в контакте (в гетерогенном равновесии) с нерастворившимся веществом (один кристалл или более).

В особых условиях, например при осторожном (без перемешивания) охлаждении горячего ненасыщенного раствора твердого вещества, может образоваться пересыщенный раствор. При введении кристалла вещества такой раствор разделяется на насыщенный раствор и осадок вещества.

В соответствии с химической теорией растворов Д. И. Менделеева растворение вещества в воде сопровождается, во-первых, разрушением химических связей между молекулами (межмолекулярные связи в ковалентных веществах) или между ионами (в ионных веществах), и, таким образом, частицы вещества смешиваются с водой (в которой также разрушается часть водородных связей между молекулами). Разрыв химических связей совершается за счет тепловой энергии движения молекул воды, при этом происходит затрата энергии в форме теплоты.

Во-вторых, попав в воду, частицы (молекулы или ионы) вещества подвергаются гидратации. В результате образуются гидраты – соединения неопределенного состава между частицами вещества и молекулами воды (внутренний состав самих частиц вещества при растворении не изменяется). Такой процесс сопровождается выделением энергии в форме теплоты за счет образования новых химических связей в гидратах.

В целом раствор либо охлаждается (если затрата теплоты превосходит ее выделение), либо нагревается (в противном случае); иногда – при равенстве затраты теплоты и ее выделения – температура раствора остается неизменной.

Многие гидраты оказываются настолько устойчивыми, что не разрушаются и при полном выпаривании раствора. Так, известны твердые кристаллогидраты солей CuSO 4 5Н 2 O, Na 2 CO 3 10Н 2 O, KAl(SO 4) 2 12Н 2 O и др.

Содержание вещества в насыщенном растворе при Т = const количественно характеризует растворимость этого вещества. Обычно растворимость выражается массой растворенного вещества, приходящейся на 100 г воды, например 65,2 г КBr/100 г Н 2 O при 20 °C. Следовательно, если 70 г твердого бромида калия ввести в 100 г воды при 20 °C, то 65,2 г соли перейдет в раствор (который будет насыщенным), а 4,8 г твердого КBr (избыток) останется на дне стакана.

Следует запомнить, что содержание растворенного вещества в насыщенном растворе равно , в ненасыщенном растворе меньше и в пересыщенном растворе больше его растворимости при данной температуре. Так, раствор, приготовленный при 20 °C из 100 г воды и сульфата натрия Na 2 SO 4 (растворимость 19,2 г/100 г Н 2 O), при содержании

15,7 г соли – ненасыщенный;

19.2 г соли – насыщенный;

2O.3 г соли – пересыщенный.

Растворимость твердых веществ (табл. 14) обычно увеличивается с ростом температуры (КBr, NaCl), и лишь для некоторых веществ (CaSO 4 , Li 2 CO 3) наблюдается обратное.

Растворимость газов при повышении температуры падает, а при повышении давления растет; например, при давлении 1 атм растворимость аммиака составляет 52,6 (20 °C) и 15,4 г/100 г Н 2 O (80 °C), а при 20 °C и 9 атм она равна 93,5 г/100 г Н 2 O.

В соответствии со значениями растворимости различают вещества:

– хорошо растворимые, масса которых в насыщенном растворе соизмерима с массой воды (например, КBr – при 20 °C растворимость 65,2 г/100 г Н 2 O; 4,6М раствор), они образуют насыщенные растворы с молярностью более чем 0,1М;

– малорастворимые, масса которых в насыщенном растворе значительно меньше массы воды (например, CaSO 4 – при 20 °C растворимость 0,206 г/100 г Н 2 O; 0,015М раствор), они образуют насыщенные растворы с молярностью 0,1–0,001М;

– практически нерастворимые, масса которых в насыщенном растворе пренебрежимо мала по сравнению с массой растворителя (например, AgCl – при 20 °C растворимость 0,00019 г на 100 г Н 2 O; 0,0000134М раствор), они образуют насыщенные растворы с молярностью менее чем 0,001М.

По справочным данным составлена таблица растворимости распространенных кислот, оснований и солей (табл. 15), в которой указан тип растворимости, отмечены вещества, не известные науке (не полученные) или полностью разлагающиеся водой.

Условные обозначения, используемые в таблице:

«р» – хорошо растворимое вещество

«м» – малорастворимое вещество

«н» – практически нерастворимое вещество

«-» – вещество не получено (не существует)

«» – вещество смешивается с водой неограниченно

Примечание. Данная таблица отвечает приготовлению насыщенного раствора при комнатной температуре путем внесения вещества (в соответствующем агрегатном состоянии) в воду. Следует учесть, что получение осадков малорастворимых веществ с помощью реакций ионного обмена возможно не всегда (подробнее см. 13.4).

Растворение любого вещества в воде сопровождается образованием гидратов. Если при этом в растворе не происходит формульных изменений у частиц растворенного вещества, то такие вещества относят к неэлектролитам. Ими являются, например, газ азот N 2 , жидкость хлороформ СНCl 3 , твердое вещество сахароза C 12 Н 22 О 11 , которые в водном растворе существуют в виде гидратов их молекул.

Известно много веществ (в общем виде МА), которые после растворения в воде и образования гидратов молекул MA nН 2 O претерпевают существенные формульные изменения. В результате в растворе появляются гидратированные ионы – катионы М + nН 2 O и анионы А nН 2 O:

Такие вещества относят к электролитам.

Процесс появления гидратированных ионов в водном растворе называется электролитической диссоциацией (С. Аррениус, 1887).

Электролитическая диссоциация ионных кристаллических веществ (М +)(А -) в воде является необратимой реакцией:

Такие вещества относятся к сильным электролитам, ими являются многие основания и соли, например:

Электролитическая диссоциация веществ MA, состоящих из полярных ковалентных молекул, является обратимой реакцией:

Такие вещества относят к слабым электролитам, ими являются многие кислоты и некоторые основания, например:

В разбавленных водных растворах слабых электролитов мы всегда обнаружим как исходные молекулы, так и продукты их диссоциации – гидратированные ионы.

Количественная характеристика диссоциации электролитов называется степенью диссоциации и обозначается? , всегда? > 0.

Для сильных электролитов? = 1 по определению (диссоциация таких электролитов полная).

Для слабых электролитов степень диссоциации – отношение молярной концентрации продиссоциировавшего вещества (с д) к общей концентрации вещества в растворе (с):

Степень диссоциации – это доля от единицы или от 100 %. Для слабых электролитов? « С 1 (100 %).

Для слабых кислот Н n А степень диссоциации по каждой следующей ступени резко уменьшается по сравнению с предыдущей:

Степень диссоциации зависит от природы и концентрации электролита, а также от температуры раствора; она растет при уменьшении концентрации вещества в растворе (т. е. при разбавлении раствора) и при нагревании .

В разбавленных растворах сильных кислот Н n А их гидроанионы Н n-1 А не существуют, например:

B концентрированных растворах содержание гидроанионов (и даже исходных молекул) становится заметным:

(суммировать уравнения стадий обратимой диссоциации нельзя!). При нагревании значения? 1 и? 2 возрастают, что способствует протеканию реакций с участием концентрированных кислот.

Кислоты – это электролиты, которые при диссоциации поставляют в водный раствор катионы водорода и никаких других положительных ионов не образуют:

Распространенные сильные кислоты:

В разбавленном водном растворе (условно до 10 %-ного или 0,1-молярного) эти кислоты диссоциируют полностью. Для сильных кислот Н n А в список вошли их гидроанионы (анионы кислых солей), также диссоциирующие полностью в этих условиях.

Распространенные слабые кислоты:

Основания – это электролиты, которые при диссоциации поставляют в водный раствор гидроксид-ионы и никаких других отрицательных ионов не образуют:

Диссоциация малорастворимых оснований Mg(OH) 2 , Cu(OH) 2 , Mn(OH) 2 , Fe(OH) 2 и других практического значения не имеет.

К сильным основаниям (щелочам ) относятся NaOH, КОН, Ва(ОН) 2 и некоторые другие. Самым известным слабым основанием является гидрат аммиака NH 3 Н 2 O.

Средние соли – это электролиты, которые при диссоциации поставляют в водный раствор любые катионы, кроме Н + , и любые анионы, кроме ОН - :

Речь идет только о хорошо растворимых солях. Диссоциация малорастворимых и практически нерастворимых солей значения не имеет.

Аналогично диссоциируют двойные соли:

Кислые соли (большинство из них растворимы в воде) диссоциируют полностью по типу средних солей:

Образующиеся гидроанионы подвергаются, в свою очередь, воздействию воды:

а) если гидроанион принадлежит сильной кислоте, то он сам диссоциирует также полностью:

и полное уравнение диссоциации запишется в виде:

(растворы таких солей обязательно будут кислыми, как и растворы соответствующих кислот);

б) если гидроанион принадлежит слабой кислоте, то его поведение в воде двойственно – либо неполная диссоциация по типу слабой кислоты:

либо взаимодействие с водой (называемое обратимым гидролизом):

При? 1 > ? 2 преобладает диссоциация (и раствор соли будет кислым), а при? 1 > ? 2 – гидролиз (и раствор соли будет щелочным). Так, кислыми будут растворы солей с анионами HSO 3 - , H 2 PO 4 - , H 2 AsO 4 - и HSeO 3 - , растворы солей с другими анионами (их большинство) будут щелочными. Другими словами, название «кислые» для солей с большинством гидроанионов не предполагает, что эти анионы будут вести себя в растворе как кислоты (гидролиз гидроанионов и расчет отношения между? 1 и а 2 изучаются только в высшей школе).

Оснoвные соли MgCl(OH), Cu 2 CO 3 (OH) 2 и другие в своем большинстве практически нерастворимы в воде, и обсуждать их поведение в водном растворе невозможно.

Сама вода – это очень слабый электролит:

Концентрации катиона Н + и аниона ОН - в чистой воде весьма малы и составляют 1 10 -7 моль/л при 25 °C.

Катион водорода Н + представляет собой простейшее ядро – протон р + (электронная оболочка катиона Н + – пустая, 1s 0). У свободного протона велики подвижность и проникающая способность, в окружении полярных молекул Н 2 O он не может оставаться свободным. Протон тут же присоединяется к молекуле воды:

В дальнейшем для простоты оставляется запись Н + (но подразумевается Н 3 O +).

Типы среды водных растворов:

Для воды при комнатной температуре имеем:

следовательно, в чистой воде:

Это равенство справедливо и для водных растворов:

Практическая шкала рН отвечает интервалу 1-13 (разбавленные растворы кислот и оснований):

В практически нейтральной среде с рН = 6–7 и рН = 7–8 концентрация Н + и ОН - очень мала (1 10 -6 – 1 10 -7 моль/л) и почти равна концентрации этих ионов в чистой воде. Такие растворы кислот и оснований считаются предельно разбавленными (содержат очень мало вещества).

Для практического установления типа среды водных растворов служат индикаторы – вещества, которые окрашивают в характерный цвет нейтральные, кислые и/или щелочные растворы.

Распространенные в лаборатории индикаторы – это лакмус, метилоранж и фенолфталеин.

Метилоранж (индикатор на кислотную среду) становится розовым в сильнокислом растворе (табл. 16), фенолфталеин (индикатор на щелочную среду) – малиновым в сильнощелочном растворе, а лакмус используется во всех средах.

В разбавленных растворах электролитов (кислот, оснований, солей) химические реакции протекают обычно при участии ионов . При этом все элементы реагентов могут сохранять свои степени окисления (обменные реакции) или изменять их (окислительно-восстановительные реакции). Примеры, приводимые далее, относятся к обменным реакциям (о протекании окислительно-восстановительных реакций см. разд. 14).

В соответствии с правилом Бертолле, ионные реакции протекают практически необратимо, если образуются твердые малорастворимые вещества (они выпадают в осадок), легколетучие вещества (они выделяются в виде газов) или растворимые вещества – слабые электролиты (в том числе и вода). Ионные реакции изображаются системой уравнений - молекулярным, полным и кратким ионным. Ниже полные ионные уравнения опущены (читателю предлагается составить их самому).

При написании уравнений ионных реакций надо обязательно руководствоваться таблицей растворимости (см. табл. 8).

Примеры реакций с выпадением осадков:

Внимание! Указанные в таблице растворимости (см. табл. 15) малорастворимые («м») и практически нерастворимые («н») соли выпадают в осадок именно в том виде, как они представлены в таблице (СаF 2 v, PbI 2 v, Ag 2 SO 4 v, AlPO 4 v и т. д.).

В табл. 15 не указаны карбонаты – средние соли с анионом CO 3 2- . Следует иметь в виду, что:

1) К 2 СO 3 , (NH 4) 2 CO 3 и Na 2 CO 3 растворимы в воде;

2) Ag 2 CO 3 , ВаСO 3 и СаСO 3 практически нерастворимы в воде и выпадают в осадок как таковые, например:

3) соли остальных катионов, такие как MgCO 3 , CuCO 3 , FeCO 3 , ZnCO 3 и другие, хотя и нерастворимы в воде, но не осаждаются из водного раствора при проведении ионных реакций (т. е. их нельзя получить этим способом).

Например, карбонат железа (II) FeCO 3 , полученный «сухим путем» или взятый в виде минерала сидерит, при внесении в воду осаждается без видимого взаимодействия. Однако при попытке его получения по обменной реакции в растворе между FeSO 4 и К 2 СO 3 выпадает осадок основной соли (приведен условный состав, на практике состав более сложный) и выделяется углекислый газ:

Аналогично FeCO 3 , сульфид хрома (III) Cr 2 S 3 (нерастворимый в воде) не осаждается из раствора:

В табл. 15 не указаны также соли, которые разлагаются водой - сульфид алюминия Al 2 S 3 (а также BeS) и ацетат хрома (III) Cr(СН 3 СОО) 3:

Следовательно, эти соли также нельзя получить по обменной реакции в растворе:

(в последней реакции состав осадка более сложный; подробнее такие реакции изучают в высшей школе).

Примеры реакций с выделением газов:

Примеры реакций с образованием слабых электролитов:

Если реагенты и продукты обменной реакции не являются сильными электролитами, ионный вид уравнения отсутствует, например:

Гидролиз соли – это взаимодействие ее ионов с водой, приводящее к появлению кислотной или щелочной среды, но не сопровождающееся образованием осадка или газа (ниже речь идет о средних солях).

Процесс гидролиза протекает только с участием растворимых солей и состоит из двух этапов:

1) диссоциация соли в растворе – необратимая реакция (степень диссоциации? = 1, или 100 %);

2) собственно гидролиз, т. е. взаимодействие ионов соли с водой, – обратимая реакция (степень гидролиза? < 1, или 100 %).

Уравнения 1-го и 2-го этапов – первый из них необратим, второй обратим – складывать нельзя!

Отметим, что соли, образованные катионами щелочей и анионами сильных кислот, гидролизу не подвергаются, они лишь диссоциируют при растворении в воде. В растворах солей КCl, NaNO 3 , Na 2 SO 4 и BaI 2 среда нейтральная .

В случае взаимодействия аниона гидролизом соли по аниону.

Диссоциация соли KNO 2 протекает полностью, гидролиз аниона NO 2 – в очень малой степени (для 0,1М раствора – на 0,0014 %), но этого оказывается достаточно, чтобы раствор стал щелочным (среди продуктов гидролиза присутствует ион ОН -), в нем рН = 8,14.

Гидролизу подвергаются анионы только слабых кислот (в данном примере – нитрит-ион NO 2 - , отвечающий слабой азотистой кислоте HNO 2). Анион слабой кислоты притягивает к себе катион водорода, имеющийся в воде, и образует молекулу этой кислоты, а гидроксид-ион остается свободным:

Список гидролизующихся анионов:

Обратите внимание, что в примерах (в – д) нельзя увеличивать число молекул воды и вместо гидроанионов (HCO 3 - , HPO 4 2- , HS -) писать формулы соответствующих кислот (Н 2 СO 3 , Н 3 РO 4 , H 2 S). Гидролиз – обратимая реакция, и протекать «до конца» (до образования кислоты Н n А) он не может.

Если бы такая неустойчивая кислота, как Н 2 СO 3 , образовалась в растворе своей соли Na 2 CO 3 , то наблюдалось бы выделение из раствора газа СO 2 (Н 2 СO 3 = СO 2 v + Н 2 O). Однако при растворении соды в воде образуется прозрачный раствор без газовыделения, что является свидетельством неполноты протекания гидролиза аниона СО| с появлением в растворе только гидроаниона угольной кислоты HCOg.

Степень гидролиза соли по аниону зависит от степени диссоциации продукта гидролиза – кислоты (HNO 2 , НClO, HCN) или ее гидроаниона (HCO 3 - , HPO 4 2- , HS -); чем слабее кислота, тем выше степень гидролиза. Например, ионы СО 3 2- , РО 4 3- и S 2- подвергаются гидролизу в большей степени (в 0,1 М растворах ~ 5 %, 37 % и 58 % соответственно), чем ион NO 2 , так как диссоциация Н 2 СO 3 и H 2 S по 2-й ступени, а Н 3 РO 4 по 3-й ступени (т. е. диссоциация ионов HCO 3 - , HS - и HPO 4 2-) протекает значительно меньше, чем диссоциация кислоты HNO 2 . Поэтому растворы, например, Na 2 CO 3 , К 3 РO 4 и BaS будут сильнощелочными (в чем легко убедиться по мылкости раствора соды на ощупь). Избыток ионов ОН в растворе легко обнаружить индикатором или измерить специальными приборами (рН-метрами).

Если в концентрированный раствор сильно гидролизующейся по аниону соли, например Na 2 CO 3 , внести алюминий, то последний (вследствие амфотерности) прореагирует с ОН -

и будет наблюдаться выделение водорода. Это – дополнительное доказательство протекания гидролиза иона СО 3 2- (ведь в раствор Na 2 CO 3 мы не добавляли щелочь NaOH!).

В случае взаимодействия катиона растворенной соли с водой процесс называется гидролизом соли по катиону:

Диссоциация соли Ni(NO 3) 2 протекает полностью, гидролиз катиона Ni 2+ – в очень малой степени (для 0,1 М раствора – на 0,001 %), но этого оказывается достаточно, чтобы раствор стал кислым (среди продуктов гидролиза присутствует ион Н +), в нем рН = 5,96.

Гидролизу подвергаются катионы только малорастворимых основных и амфотерных гидроксидов и катион аммония NH 4 + . Гидролизуемый катион притягивает к себе анион ОН - , имеющийся в воде, и образует соответствующий гидроксокатион, а катион Н + остается свободным:

Катион аммония в этом случае образует слабое основание – гидрат аммиака:

Список гидролизующихся катионов:

Примеры:

Обратите внимание, что в примерах (а – в) нельзя увеличивать число молекул воды и вместо гидроксокатионов FeOH 2+ , CrOH 2+ , ZnOH + писать формулы гидроксидов FeO(OH), Cr(OH) 3 , Zn(OH) 2 . Если бы гидроксиды образовались, то из растворов солей FeCl 3 , Cr 2 (SO 4) 3 и ZnBr 2 выпали бы осадки, чего не наблюдается (эти соли образуют прозрачные растворы).

Избыток катионов Н + легко обнаружить индикатором или измерить специальными приборами. Можно также

проделать такой опыт. В концентрированный раствор сильно гидролизующейся по катиону соли, например AlCl 3:

вносится магний или цинк. Последние прореагируют с Н + :

и будет наблюдаться выделение водорода. Этот опыт – дополнительное свидетельство протекания гидролиза катиона Al 3+ (ведь в раствор AlCl 3 мы не добавляли кислоту!).

1. Сильный электролит – это

1) С 6 Н 5 ОН

2) СН 3 СООН

3) С 2 Н 4 (ОН) 2

2. Слабый электролит – это

1) иодоводород

2) фтороводород

3) сульфат аммония

4) гидроксид бария

3. В водном растворе их каждых 100 молекул образуется 100 катионов водорода для кислоты

1) угольной

2) азотистой

3) азотной

4-7. В уравнении диссоциации слабой кислоты по всем возможным ступеням

сумма коэффициентов равна

8-11. Для уравнений диссоциации в растворе двух щелочей набора

8. NaOH, Ва(ОН) 2

9. Sr(OH) 2 , Са(ОН) 2

10. КОН, LiOH

11. CsOH, Са(ОН) 2

общая сумма коэффициентов составляет

12. В известковой воде содержится набор частиц

1) СаОН+, Са 2+ , ОН -

2) Са 2+ , ОН - , Н 2 O

3) Са 2+ , Н 2 O, О 2-

4) СаОН + , О 2- , Н+

13-16. При диссоциации одной формульной единицы соли

14. К 2 Cr 2 O 7

16. Cr 2 (SO 4) 3

число образующихся ионов равно

17. Наибольшее количество иона РО 4 -3 можно обнаружить в растворе, содержащем 0,1 моль

18. Реакция с выпадением осадка – это

1) MgSO 4 + H 2 SO 4 >…

2) AgF + HNO 3 >…

3) Na 2 HPO 4 + NaOH >…

4) Na 2 SiO 3 + HCl >…

19. Реакция с выделением газа – это

1) NaOH + СН 3 СООН >…

2) FeSO 4 + КОН >…

3) NaHCO 3 + HBr >…

4) Pl(NO 3) 2 + Na 2 S >…

20. Краткое ионное уравнение ОН - + Н + = Н 2 O отвечает взаимодействию

1) Fe(OH) 2 + НCl >…

2) NaOH + HNO 2 >…

3) NaOH + HNO 3 >…

4) Ва(ОН) 2 + KHSO 4 >…

21. В ионном уравнении реакции

SO 2 + 2OН = SO 3 2- + Н 2 O

ион ОН - может отвечать реагенту

4) С 6 Н 5 ОН

22-23. Ионное уравнение

22. ЗСа 2+ + 2РO 4 3- = Са 3 (РO 4) 2 v

23. Са 2+ + НРO 4 2- = СаНРO 4 v

соответствует реакции между

1) Са(ОН) 2 и К 3 РO 4

2) СаCl 2 и NaH 2 PO 4

3) Са(ОН) 2 и Н 3 РО 4

4) СаCl и К 2 НРO 4

24-27. В молекулярном уравнении реакции

24. Na 3 PO 4 + AgNO 3 >…

25. Na 2 S + Cu(NO 3) 2 >…

26. Ca(HSO 3) 2 >…

27. K 2 SO 3 + 2HBr >… сумма коэффициентов равна

28-29. Для реакции полной нейтрализации

28. Fe(OH) 2 + HI >…

29. Ва(ОН) 2 + H 2 S >…

сумма коэффициентов в полном ионном уравнении составляет

30-33. В кратком ионном уравнении реакции

30. NaF + AlCl 3 >…

31. К 2 СO 3 + Sr(NO 3) 2 >…

32. Mgl 2 + К 3 РO 4 >…

33. Na 2 S + H 2 SO 4 >…

сумма коэффициентов равна

34-36. В водном растворе соли

34. Са(ClO 4) 2

36. Fe 2 (SO 4) 3

образуется среда

1) кислотная

2) нейтральная

3) щелочная

37. Концентрация гидроксид-иона увеличивается после растворения в воде соли

38. Нейтральная среда будет в конечном растворе после смешивания растворов исходных солей в наборах

1) ВаCl 2 , Fe(NO 3) 3

2) Na 2 CO 3 , SrS

4) MgCl 2 , RbNO 3

39. Установите соответствие между солью и ее способностью к гидролизу.

40. Установите соответствие между солью и средой раствора.

41. Установите соответствие между солью и концентрацией катиона водорода после растворения соли в воде.