ОПРЕДЕЛЕНИЕ
Степень окисления - это количественная оценка состояния атома химического элемента в соединении, основанная на его электроотрицательности.
Она принимает как положительные, так и отрицательные значения. Чтобы указать степень окисления элемента в соединении нужно поставить сверху над его символом арабскую цифру с соответствующим знаком («+» или «-»).
Следует помнить, что степень окисления — величина, не имеющая физического смысла, так как не отражает реальный заряд атома. Однако это понятие весьма широко используется в химии.
Таблица степени окисления химических элементов
Максимальную положительную и минимальную отрицательную степень окисления можно определить с помощью Периодической таблицы Д.И. Менделеева. Они равны номеру группы, в которой расположен элемент, и разнице между значением «высшей» степени окисления и числом 8, соответственно.
Если рассматривать химические соединения более конкретно, то в веществах с неполярными связями степень окисления элементов равна нулю (N 2 , H 2 , Cl 2).
Степень окисления металлов в элементарном состоянии равна нулю, так как распределение электронной плотности в них равномерно.
В простых ионных соединениях степень окисления входящих в них элементов равна электрическому заряду, поскольку при образовании этих соединений происходит практически полный переход электронов от одного атома к другому: Na +1 I -1 , Mg +2 Cl -1 2 , Al +3 F -1 3 , Zr +4 Br -1 4 .
При определении степени окисления элементов в соединениях с полярными ковалентными связями сравнивают значениях их электроотрицательностей. Поскольку при образовании химической связи электроны смещаются к атомам более электроотрицательных элементов, то последние имеют в соединениях отрицательную степень окисления.
Существуют элементы, для которых характерно только одно значение степени окисления (фтор, металлы IA и IIA групп и т.д.). Фтор, характеризующийся наибольшим значением электроотрицательности, в соединениях всегда имеет постоянную отрицательную степень окисления (-1).
Щелочные и щелочноземельные элементы, для которых свойственно относительно невысокое значение электроотрицательности, всегда имеют положительную степень окисления, равную соответственно (+1) и (+2).
Однако, имеются и такие химические элементы, для которых характерны несколько значений степени окисления (сера - (-2), 0, (+2), (+4), (+6) и др.).
Для того, чтобы легче было запомнить сколько и какие степени окисления характерны для конкретного химического элемента используют таблицы степеней окисления химических элементов, которые выглядят следующим образом:
Порядковый номер |
Русское / англ. название |
Химический символ |
Степень окисления |
Водород / Hydrogen |
|||
Гелий / Helium |
|||
Литий / Lithium |
|||
Бериллий / Beryllium |
|||
(-1), 0, (+1), (+2), (+3) |
|||
Углерод / Carbon |
(-4), (-3), (-2), (-1), 0, (+2), (+4) |
||
Азот / Nitrogen |
(-3), (-2), (-1), 0, (+1), (+2), (+3), (+4), (+5) |
||
Кислород / Oxygen |
(-2), (-1), 0, (+1), (+2) |
||
Фтор / Fluorine |
|||
Натрий / Sodium |
|||
Магний / Magnesium |
|||
Алюминий / Aluminum |
|||
Кремний / Silicon |
(-4), 0, (+2), (+4) |
||
Фосфор / Phosphorus |
(-3), 0, (+3), (+5) |
||
Сера / Sulfur |
(-2), 0, (+4), (+6) |
||
Хлор / Chlorine |
(-1), 0, (+1), (+3), (+5), (+7), редко (+2) и (+4) |
||
Аргон / Argon |
|||
Калий / Potassium |
|||
Кальций / Calcium |
|||
Скандий / Scandium |
|||
Титан / Titanium |
(+2), (+3), (+4) |
||
Ванадий / Vanadium |
(+2), (+3), (+4), (+5) |
||
Хром / Chromium |
(+2), (+3), (+6) |
||
Марганец / Manganese |
(+2), (+3), (+4), (+6), (+7) |
||
Железо / Iron |
(+2), (+3), редко (+4) и (+6) |
||
Кобальт / Cobalt |
(+2), (+3), редко (+4) |
||
Никель / Nickel |
(+2), редко (+1), (+3) и (+4) |
||
Медь / Copper |
+1, +2, редко (+3) |
||
Галлий / Gallium |
(+3), редко (+2) |
||
Германий / Germanium |
(-4), (+2), (+4) |
||
Мышьяк / Arsenic |
(-3), (+3), (+5), редко (+2) |
||
Селен / Selenium |
(-2), (+4), (+6), редко (+2) |
||
Бром / Bromine |
(-1), (+1), (+5), редко (+3), (+4) |
||
Криптон / Krypton |
|||
Рубидий / Rubidium |
|||
Стронций / Strontium |
|||
Иттрий / Yttrium |
|||
Цирконий / Zirconium |
(+4), редко (+2) и (+3) |
||
Ниобий / Niobium |
(+3), (+5), редко (+2) и (+4) |
||
Молибден / Molybdenum |
(+3), (+6), редко (+2), (+3) и (+5) |
||
Технеций / Technetium |
|||
Рутений / Ruthenium |
(+3), (+4), (+8), редко (+2), (+6) и (+7) |
||
Родий / Rhodium |
(+4), редко (+2), (+3) и (+6) |
||
Палладий / Palladium |
(+2), (+4), редко (+6) |
||
Серебро / Silver |
(+1), редко (+2) и (+3) |
||
Кадмий / Cadmium |
(+2), редко (+1) |
||
Индий / Indium |
(+3), редко (+1) и (+2) |
||
Олово / Tin |
(+2), (+4) |
||
Сурьма / Antimony |
(-3), (+3), (+5), редко (+4) |
||
Теллур / Tellurium |
(-2), (+4), (+6), редко (+2) |
||
(-1), (+1), (+5), (+7), редко (+3), (+4) |
|||
Ксенон / Xenon |
|||
Цезий / Cesium |
|||
Барий / Barium |
|||
Лантан / Lanthanum |
|||
Церий / Cerium |
(+3), (+4) |
||
Празеодим / Praseodymium |
|||
Неодим / Neodymium |
(+3), (+4) |
||
Прометий / Promethium |
|||
Самарий / Samarium |
(+3), редко (+2) |
||
Европий / Europium |
(+3), редко (+2) |
||
Гадолиний / Gadolinium |
|||
Тербий / Terbium |
(+3), (+4) |
||
Диспрозий / Dysprosium |
|||
Гольмий / Holmium |
|||
Эрбий / Erbium |
|||
Тулий / Thulium |
(+3), редко (+2) |
||
Иттербий / Ytterbium |
(+3), редко (+2) |
||
Лютеций / Lutetium |
|||
Гафний / Hafnium |
|||
Тантал / Tantalum |
(+5), редко (+3), (+4) |
||
Вольфрам / Tungsten |
(+6), редко (+2), (+3), (+4) и (+5) |
||
Рений / Rhenium |
(+2), (+4), (+6), (+7), редко (-1), (+1), (+3), (+5) |
||
Осмий / Osmium |
(+3), (+4), (+6), (+8), редко (+2) |
||
Иридий / Iridium |
(+3), (+4), (+6), редко (+1) и (+2) |
||
Платина / Platinum |
(+2), (+4), (+6), редко (+1) и (+3) |
||
Золото / Gold |
(+1), (+3), редко (+2) |
||
Ртуть / Mercury |
(+1), (+2) |
||
Талий / Thallium |
(+1), (+3), редко (+2) |
||
Свинец / Lead |
(+2), (+4) |
||
Висмут / Bismuth |
(+3), редко (+3), (+2), (+4) и (+5) |
||
Полоний / Polonium |
(+2), (+4), редко (-2) и (+6) |
||
Астат / Astatine |
|||
Радон / Radon |
|||
Франций / Francium |
|||
Радий / Radium |
|||
Актиний / Actinium |
|||
Торий / Thorium |
|||
Проактиний / Protactinium |
|||
Уран / Uranium |
(+3), (+4), (+6), редко (+2) и (+5) |
Примеры решения задач
ПРИМЕР 1
- Степень окисления фосфора в фосфине равна (-3), а в ортофосфорной кислоте - (+5). Изменение степени окисления фосфора: +3 → +5, т.е. первый вариант ответа.
- Степень окисления химического элемента в простом веществе равна нулю. Степень окисления фосфора в оксиде состава P 2 O 5 равна (+5). Изменение степени окисления фосфора: 0 → +5, т.е. третий вариант ответа.
- Степень окисления фосфора в кислоте состава HPO 3 равна (+5), а H 3 PO 2 — (+1). Изменение степени окисления фосфора: +5 → +1, т.е. пятый вариант ответа.
ПРИМЕР 2
Задание | Степень окисления (-3) углерод имеет в соединении: а) CH 3 Cl; б) C 2 H 2 ; в) HCOH; г) C 2 H 6 . |
Решение | Для того, чтобы дать верный ответ на поставленный вопрос будем поочередно определять степень окисления углерода в каждом из предложенных соединений.
а) степень окисления водорода равна (+1), а хлора - (-1). Примем за «х» степень окисления углерода: x + 3×1 + (-1) =0; Ответ неверный. б) степень окисления водорода равна (+1). Примем за «у» степень окисления углерода: 2×у + 2×1 = 0; Ответ неверный. в) степень окисления водорода равна (+1), а кислорода - (-2). Примем за «z» степень окисления углерода: 1 + z + (-2) +1 = 0: Ответ неверный. г) степень окисления водорода равна (+1). Примем за «a» степень окисления углерода: 2×а + 6×1 = 0; Верный ответ. |
Ответ | Вариант (г) |
Реакции без изменения степеней окисления элементов. Условия одностороннего протекания химических реакций. Гидролиз.
Тема 4.1.1. Правило Бертолле
Без изменения степеней окисления протекают реакции обмена. Они подчиняются правилу Бертолле: реакция обмена в растворах электролитов происходят необратимо и до конца, если в качестве продуктов получают малорастворимые вещества (осадки и газы), малодиссоциирующиеся соединения (слабые электролиты или комплексные ионы). Таким образом, условия одностороннего протекания реакций – это:
1. Образование мало ионизирующихся молекул. Пример – реакция нейтрализации:
NaOH(p) + HCl(p) = NaCl(p) + Н 2 O(p) – образуется вода.
Запишем реакцию в ионном виде:
Na + (p) + OH - (p) + H + (p) + Cl - (p) = Na + (p) + Cl - (p) + Н 2 O(p)
OH - (p) + H + (p) = Н 2 O(p)
2.Образование слабоионизирующихся комплексных ионов:
Cd(OH) 2 (к) + 6 NH 3 (p) = (OH) 2
Cd(OH) 2 растворяется за счет образования комплекса.
3. Образование малорастворимого соединения:
AgNO 3 (p) + NaCl(p) = AgCl(к)¯ + NaNO 3 (p)
Ag + (p) + Cl - (p) = AgCl(к)¯
4. Образование летучего соединения:
Na 2 S(p) + 2 HCl(p) = H 2 S(г) + 2 NaCl(p)
S 2 - (p) + 2 H + (p) = H 2 S(г).
Без изменения от окисления обычно протекает гидролиз. Гидролиз – реакция обменного разложения между водой и соответствующим соединением с образованием малодиссоциируемого соединения.
Проводим опыт: Возьмем кристаллы NaCl, Na 2 CO 3 и AlCl 3 и растворим в дистиллированной воде. С помощью индикатора проверим характер среды полученных растворов.
Тема 4.1.2. Окраска индикаторов
4.1.2. Окраска индикаторов
Индикаторы – вещества, которые меняют свою окраску в зависимости от концентрации протонов.
Таблица 1. Окраска некоторых индикаторов в зависимости от характера среды раствора
При добавлении лакмуса фиолетового к бесцветным растворам NaCl, Na 2 CO 3 и AlCl 3 наблюдаем появление различной окраски (см. таблицу 2).
Таблица 2. Окраска индикатора лакмуса фиолетового в растворах различных солей и соответствующий ей характер среды
Тема 4.1.3. Гидролиз ионных соединений
Как объяснить, что в растворах солей возникает разная среда: кислая, щелочная или почти нейтральная среда, то есть появляется избыток ионов H + или OH - ?
При растворении в виде соли распадаются на ионы в общем виде:
КА ↔ К q + + A q - ,
где К - катион, А - анион, q - заряд ионов.
Катион или анион создает вокруг себя электрическое поле (чем больше заряд, тем больше электрическое поле) и своим полем воздействует на молекулу воды, то есть её поляризует. Молекула воды становиться более полярной и связь O-H разрывается, то есть протекает гидролиз. Поляризующее действие тона, то есть способность разрывать связь в молекуле H 2 O прямо пропорционально заряду и обратно пропорционально радиусу иона. Чем больше заряд и меньше радиус, тем сильнее поляризующее действие иона.
Степень гидролиза зависит от природы катионов и анионов. Чем сильнее поляризующее действие ионов, тем в большей степени протекает гидролиз, то есть гидролиз соли вызывают те ионы, которые вследствие поляризующего воздействия на молекулы воды приводят к их распаду и образованию малодиссоциирующих частиц.
Классификация ионов по их способности к гидролизу приведена в таблице 3. Гидролиз вызывают катионы слабых оснований, катионы сильных оснований гидролиз не вызывают. Так, катионы Zn вступают в гидролитическое взаимодействие с водой, так как гидроксид цинка(II) Zп(ОН) 2 – основание слабое. Гидроксид натрия NаОН – сильное основание, катионы Na гидролиз не вызывают.
К анионам, вызывающим гидролиз, относятся кислотные остатки слабых кислот. Кислотные остатки сильных кислот гидролиз не вызывают. Так, фторид-ион F‾ (кислотный остаток слабой фтороводородной кислоты НF) способен вызвать гидролиз, тогда как хлорид-ион Сl‾ (кислотный остаток сильной хлороводородной кислоты HCl) – слабополяризующий ион, не вызывающий гидролиза.
Таблица 3. Классификация ионов по их способности к гидролизу
Заряд ионов |
Ионы, поляризующие молекулы воды и вызывающие гидролиз |
Слабополяризующие ионы, не вызывающие гидролиза |
||
Катионы слабых оснований |
Анионы слабых кислот |
Катионы сильных оснований |
Анионы сильных кислот |
|
Одно-зарядные |
NH 4 + |
F – , NO 2 – , CN – , CH 3 COO – |
Li + , Na + , K + , Rb + , Cs + |
Cl – , Br – , I – , NO 3 – , ClO 4 – , ClO 3 – |
Двух-зарядные |
Be 2+ , Mg 2+ , Sn 2+ , Pb 2+ , Mn 2+ , Fe 2+ , Ni 2+ , Cu 2+ , Zn 2+ , AlOH 2+ , CrOH 2+ , FeOH 2+ |
S 2 – , Se 2 – , Te 2 – , CO 3 2 – , SiO 3 2 – , SeO 3 2 – , TeO 3 2 – , HPO 4 2 – , HAsO 4 2 – |
Ca 2+ , Sr 2+ , Ba 2+ |
SO 4 2 – |
Трех-зарядные |
Al 3 + , Cr 3 + , Fe 3 + |
PO 4 3 – , AsO 4 3 – |
|
|
Возможны четыре случая гидролиза. Рассмотрим их подробнее.
Отсутствие гидролиза соли
Гидролиз соединения, образованного слабополяризующими ионами, не вызывающими гидролиза. Например:
NaCl ↔ Na + + Cl -
То есть NaCl + H 2 O ≠ реакция практически не идет.
Гидролиз практически не протекает, рН среды не меняется.
Вывод: соль, образованная катионом сильного основания и анионом сильной кислоты гидролизу не подвергается. Среда раствора нейтральная.
Гидролиз по катиону
Гидролиз соединения, образованного среднеполяризующим катионом, поляризующим молекулы воды, и слабополяризующим анионом. Например, AlCl 3:
AlCl 3 ↔ Al 3+ + 3 Cl -
Cl - + H 2 O ≠ реакция практически не идет.
Гидролиз идет по катиону в две стадии:
В ионном виде:
1. Al 3+ + H 2 O ↔ AlOH 2+ + H +
2. AlOH 2+ + H 2 O ↔ Al(OH) 2 + + H +
3. Al(OH) 2 + + H 2 O ↔ Al(OH) 3 + H + - практически не идет
Полные уравнения:
1. AlCl 3 + H 2 O ↔ Al(OH)Сl 2 + HCl
2. Al(OH)Сl 2 + H 2 O ↔ Al(OH) 2 Cl + HCl
3 Al(OH) 2 Cl + H 2 O ↔ Al(OH) 3 + HCl - практически не идет
Основной вклад в рН раствора вносит первая ступень гидролиза. Глубину гидролиза соли (по катиону или аниону) оценивают значениями констант гидролиза. Определим численное значение константы гидролиза катиона Al 3+ по первой ступени.
Учтем, что соль AlCl 3 образована катионом слабого основания Al(OH) 3 , которое в растворе ступенчато диссоциирует:
I. Al(OH) 3 ↔ Al(OH) 2 + + OH -
II. Al(OH) 2 + ↔ AlOH 2+ + OH -
III. AlOH 2+ ↔ Al 3+ + ОН -
Для этого по закону действующих масс запишем выражение константы равновесия для 1 ступени реакции гидролиза.
1. Al 3+ + H 2 O ↔ AlOH 2+ + H +
В разбавленном растворе концентрация воды – величина постоянная, то есть = const. Поэтому её включают в константу равновесия; тогда
К с1 · [ H 2 O ] = K г1 – константа гидролиза, то есть:
Зная, что ионное произведение воды К w = × =10 - 14 , выражение для К г1 можно переписать в виде:
Учитывая, что продукт гидролиза по 1 стадии может диссоциировать в растворе (cм. уравнение III), получим:
Отсюда следует вывод: чем слабее основание, тем сильнее протекает гидролиз по катиону
2. AlOH 2+ + H 2 O ↔ Al(OH) 2 + + H +
3. Al(OH) 2 + + H 2 O ↔ Al(OH) 3 + H +
Так как К г3 очень маленькая величина, по последней ступени гидролиз при обычных условиях практически не идет. Эти уравнения, как правило, не записывают, то есть для многозарядных ионов обычно соблюдается правило:
число ступеней гидролиза на 1 меньше, чем заряд иона.
Таким образом, полные уравнения гидролиза хлорида алюминия записывают следующим образом:
1. AlCl 3 + H 2 O ↔ Al(OH)Сl 2 + HCl
2. Al(OH)Сl 2 + H 2 O ↔ Al(OH) 2 Cl + HCl
Общий вывод: соль, образованная катионом слабого основания и анионом сильной кислоты подвергается гидролизу по катину. Среда раствора кислая, рН < 7.
Гидролиз по аниону
Гидролиз соединения, образованного слабополяризующим катионом и среднеполяризующим молекулы воды анионом. Например, Na 2 CO 3 или Na 3 РO 4.
Na 2 CO 3 ↔ 2 Na + + CO 3 2 -
Na + + H 2 O ≠ реакция практически не идет;
Гидролиз идет по аниону преимущественно по первой стадии.
В ионном виде:
1. CO 3 2 - + H 2 O ↔ HCO 3 - + OH -
2. HCO 3 - + H 2 O ↔ H 2 CO 3 + OH -
Учитывая, что слабая угольная кислота диссоциирует в растворе на ионы, константы кислотной ионизации по первой и второй ступеням равны соответственно:
I. H 2 CO 3 ↔ HCO 3 - + Н +
II. HCO 3 - ↔ CO 3 2 - + Н + `
и ионное произведение воды К w = · =10 - 14 , то есть , выражения для констант гидролиза аниона CO 3 2 - по первой К г1 и второй К г2 ступеням можно переписать в виде:
Отсюда следует вывод: чем слабее кислота, тем сильнее протекает гидролиз по аниону.
Значение К г2 К г1
Таким образом, полное уравнение гидролиза карбоната натрия записывает следующим образом:
Na 2 CO 3 + H 2 O Û NaOH + NaHCO 3 .
Общий вывод: соль, образованная катионом сильного основания и анионом слабой кислоты, подвергается гидролизу по аниону, среда щелочная, рН > 7.
Гидролиз и по катиону и по аниону
Гидролиз соединения, образованного катионом и анионом, поляризующим молекулы воды.
Обычно это соединения с ионно-ковалентным типом связи, поэтому уравнения диссоциации для них не пишут. Гидролиз таких солей протекает необратимо с образованием слабого основания и слабой кислоты. Характер среды определяется относительной силой образовавшихся соединений.
Например:
Тема 4.1.4. Гидролиз ковалентного соединения
Ковалентные соединения - это соединения неметаллов с неметаллами, например ClF 3 , SiCl 4 , Cl 3 N, SCl 4 , BCl 3 и т.д. Такие соединения подвергаются необратимому разложению водой с образованием двух кислот: бескислородной и кислородсодержащей. Так, гидролиз фторида хлора (III) приводит к образованию хлористой и фтороводородной кислот:
Другие примеры:
Тема 4.1.5. Факторы, влияющие на степень гидролиза
Согласно принципу Ле Шателье степень гидролиза возрастает с разбавлением раствора (увеличением концентрации воды). Например, степень гидролиза a карбоната натрия в 0,1 М растворе составляет 2,7 %, а в 0, 001 М растворе - 34 %. Степень гидролиза - это отношение числа частиц, подвергшихся гидролизу, к общему числу частиц:
где С г - молярная концентрация гидролизованной части вещества, С - общая молярная концентрация раствора.
Степень гидролиза также возрастает с увеличением температуры раствора, так как нагревание способствует процессу распада молекул воды на ионы:
H 2 O(ж) ↔ H + (р) + OH - (р), ΔН 0 = 55,64 кДж/моль
Практика к главе 4.1 гидролиз
Пример 1. Составьте уравнения гидролиза хлорида цинка (II) ZnCl 2 . Укажите рН и характер среды.
Запишем уравнение электролитической диссоциации хлорида цинка (II):
Рассмотрим взаимодействие образовавшихся ионов с водой:
Среднеполяризующий катион, подвергается гидролизу:
так как образуются катиoны водорода, формируется кислая среда, рН < 7.
Слабополяризующий анион, гидролиз не протекает:
Полное уравнение гидролиза соли:
При гидролизе соли слабого основания и сильной кислоты в растворе возникает кислая среда.
Лакмус фиолетовый - в красный цвет;
Метиловый оранжевый - в красный цвет.
Пример 2. Рассмотрим г идролиз фосфата (V) калия К 3 РО 4 :
а) электролитическая диссоциация фосфата (V) калия:
б) взаимодействие ионов с водой:
- слабополяризующий катион:
Гидролиз не протекает.
- среднеполяризующий анион, при обычных условиях идет гидролиз по двум ступеням:
в) Cуммарное уравнение гидролиза соли:
– первая ступень:
– вторая ступень: .
При гидролизе соли сильного основания и слабой кислоты в растворе возникает щелочная среда, рН > 7.
В растворе этой соли индикаторы окрашиваются:
Лакмус фиолетовый - в синий цвет;
Метиловый оранжевый - в желтый цвет;
Фенолфталеин - в малиновый цвет.
Пример 3 . Гидролиз сульфида алюминия (III) Al 2 S 3 и карбоната бериллия ВеСО 3 .
Соль слабого основания и слабой кислоты подвергается полному гидролизу с образованием основания и кислоты:
Пример 4. Отсутствие гидролиза в растворе NaNO 3:
а) электролитическая диссоциация нитрата (V) натрия:
б) ионы , слабо воздействующие на молекулы воды (слабополяризующие ионы), гидролиз не вызывают:
гидролиз не протекает.
Гидролиз не протекает.
Соль сильного основания и сильной кислоты гидролизу не подвергается. Среда нейтральная, рН = 7.
Пример 5. Гидролиз ковалентных соединений. Ковалентные соединения (неметаллов с неметаллами) подвергаются необратимому разложению водой с образованием двух кислот. Так, гидролиз фторида хлора (III) приводит к образованию хлористой и фтороводородной кислот:
Не забывайте, что гидролиз протекает обычно без изменения степеней окисления элементов.
Пример 6. Гидролиз по аниону может протекать в соответствии со следующими уравнениями:
I ступень: ,
II вторая ступень: .
Приведите выражения константы гидролиза по этим ступеням. Рассчитайте константы гидролиза, используя ионное произведение воды
К w = · =10 - 14
и константы ионизации сероводородной кислоты:
Сравните глубину протекания гидролиза по первой и второй ступеням. Какой ступенью практически ограничивается гидролиз по ?
Приведем выражение и вычислим значение константы гидролиза по I ступени:
Приведем выражение и вычислим значение константы гидролиза по II ступени:
Значение К г2 пренебрежительно мало по сравнению со значением К г1 . Это свидетельствует о том, что вторая ступень гидролиза практически не протекает.
ЗАДАНИЯ ДЛЯ САМОСТОЯТЕЛЬНОГО РЕШЕНИЯ
1. Составьте уравнения гидролиза следующих соединений: CoCl 2 , Na 2 SiO 3 , BCl 3 . Укажите рН и характер среды. Какое из данных соединений подвергается полному гидролизу? Укажите окраску индикаторов в этих растворах. Приведите выражение константы гидролиза по иону SiO 3 2 - .
2. Составьте уравнения гидролиза следующих соединений: K 2 SO 3 , Cr 2 (SO 4) 3 , PCl 3 . Укажите рН и характер среды. Какое из данных соединений подвергается полному гидролизу? Приведите выражение константы гидролиза по иону Cr 3+ .
3. Составьте уравнения гидролиза следующих соединений: FeBr 2 , K 3 PO 4 , PCl 5 . Укажите рН и характер среды. Какое из данных соединений подвергается полному гидролизу? Приведите выражение константы гидролиза по иону РO 4 3 - .
4. Составьте уравнения гидролиза следующих соединений: K 2 SiO 3 , Be(NO 3) 2 , PI 3 . Укажите рН и характер среды. Какое из данных соединений подвергается полному гидролизу? Укажите окраску индикаторов в этих растворах.
5. Составьте уравнения гидролиза следующих соединений: AlCl 3 , Na 2 S, BBr 3 . Укажите рН и характер среды. Какое из данных соединений подвергается полному гидролизу? Приведите выражение константы гидролиза по иону Al 3+ .
Составьте уравнения гидролиза следующих соединений: FeSO 4 , Na 2 SiO 3 , SiCl 4 . Укажите рН и характер среды. Какое из данных соединений подвергается полному гидролизу?
Составьте уравнения гидролиза следующих соединений: Ni(NO 3) 2 , Na 3 PO 4 , PBr 5 . Укажите рН и характер среды. Какое из данных соединений подвергается полному гидролизу?
Составьте уравнения гидролиза следующих соединений: K 2 SO 3 , SnCl 2 , SCl 4 . Укажите рН и характер среды. Какое из данных соединений подвергается полному гидролизу?