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, KNO₃ 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 CuSO₄ 5Н₂O, Na₂CO₃ • 10Н₂O, KAl(SO₄)₂ • 12Н₂O 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 Н₂O 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 Na₂SO₄ (растворимость 19,2 г/100 г Н₂O), 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 (CaSO₄, Li₂CO₃) 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 Н₂O (80 °C), а при 20 °C и 9 атм она равна 93,5 г/100 г Н₂O.

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 Н₂O; 4,6М раствор), они образуют насыщенные растворы с молярностью более чем 0,1М;

– малорастворимые, масса которых в насыщенном растворе значительно меньше массы воды (например, CaSO₄ – при 20 °C растворимость 0,206 г/100 г Н₂O; 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 Н₂O; 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 N₂, жидкость хлороформ СНCl₃, твердое вещество сахароза C₁₂Н₂₂О₁₁, 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 nН₂O претерпевают существенные формульные изменения. В результате в растворе появляются гидратированные ионы – катионы М⁺ • nН₂O и анионы А • nН₂O:

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:

а)

б)

в)

г)

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 ?[1], 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_nА 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_nА их гидроанионы Н_n-1А 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_nА 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 NH₃ Н₂O.

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 HSO₃^-, H₂PO₄^-, H₂AsO₄^- и HSeO₃^-, 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 а₂ изучаются только в высшей школе).

Оснoвные соли MgCl(OH), Cu₂CO₃(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, 1s⁰). У свободного протона велики подвижность и проникающая способность, в окружении полярных молекул Н₂O он не может оставаться свободным. Протон тут же присоединяется к молекуле воды:

В дальнейшем для простоты оставляется запись Н⁺ (но подразумевается Н₃O⁺).

В воде содержание ионов Н⁺ и ОН одинаково; в водных растворах кислот появляется избыток ионов Н⁺, в водных растворах щелочей – избыток ионов ОН (за счет диссоциации кислот и оснований).

Типы среды водных растворов:

Содержание Н⁺ и ОН^- в водных растворах обычно выражают через водородный показатель рН (читается пэ-аш) и аналогичный ему гидроксильный показатель рОН:

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:

а)

б)

в)

г)

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 (СаF₂v, PbI₂v, Ag₂SO₄v, AlPO₄v и т. д.).

В табл. 15 не указаны карбонаты – средние соли с анионом CO₃^2-. Следует иметь в виду, что:

1) К₂СO₃, (NH₄)₂CO₃ и Na₂CO₃ растворимы в воде;

2) Ag₂CO₃, ВаСO₃ и СаСO₃ практически нерастворимы в воде и выпадают в осадок как таковые, например:

3) соли остальных катионов, такие как MgCO₃, CuCO₃, FeCO₃, ZnCO₃ 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) FeCO₃, 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 FeSO₄ и К₂СO₃ выпадает осадок основной соли (приведен условный состав, на практике состав более сложный) и выделяется углекислый газ:

Аналогично FeCO₃, сульфид хрома (III) Cr₂S₃ (нерастворимый в воде) не осаждается из раствора:

В табл. 15 не указаны также соли, которые разлагаются водой — сульфид алюминия Al₂S₃ (а также BeS) и ацетат хрома (III) Cr(СН₃СОО)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, NaNO₃, Na₂SO₄ и BaI₂ среда нейтральная.

В случае взаимодействия аниона растворенной соли с водой процесс называется гидролизом соли по аниону.

1)

2)

Диссоциация соли KNO₂ протекает полностью, гидролиз аниона NO₂ – 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 NO₂^-, отвечающий слабой азотистой кислоте HNO₂). Анион слабой кислоты притягивает к себе катион водорода, имеющийся в воде, и образует молекулу этой кислоты, а гидроксид-ион остается свободным:

Список гидролизующихся анионов:

Примеры:

а)

б)

в)

г)

д)

Обратите внимание, что в примерах (в – д) нельзя увеличивать число молекул воды и вместо гидроанионов (HCO₃^-, HPO₄^2-, HS^-) писать формулы соответствующих кислот (Н₂СO₃, Н₃РO₄, H₂S). Гидролиз – обратимая реакция, и протекать «до конца» (до образования кислоты Н_nА) он не может.

Если бы такая неустойчивая кислота, как Н₂СO₃, образовалась в растворе своей соли Na₂CO₃, то наблюдалось бы выделение из раствора газа СO₂ (Н₂СO₃ = СO₂v + Н₂O). 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 (HNO₂, НClO, HCN) или ее гидроаниона (HCO₃^-, HPO₄^2-, HS^-); чем слабее кислота, тем выше степень гидролиза. Например, ионы СО₃^2-, РО₄^3- и S^2- подвергаются гидролизу в большей степени (в 0,1 М растворах ~ 5 %, 37 % и 58 % соответственно), чем ион NO₂, так как диссоциация Н₂СO₃ и H₂S по 2-й ступени, а Н₃РO₄ по 3-й ступени (т. е. диссоциация ионов HCO₃^-, HS^- и HPO₄^2-) протекает значительно меньше, чем диссоциация кислоты HNO₂. Поэтому растворы, например, Na₂CO₃, К₃РO₄ 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 Na₂CO₃, внести алюминий, то последний (вследствие амфотерности) прореагирует с ОН^-

и будет наблюдаться выделение водорода. Это – дополнительное доказательство протекания гидролиза иона СО₃^2- (ведь в раствор Na₂CO₃ мы не добавляли щелочь NaOH!).

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

Диссоциация соли Ni(NO₃)₂ протекает полностью, гидролиз катиона Ni²⁺ – 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 NH₄⁺. 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:

а)

б)

в)

г)

Обратите внимание, что в примерах (а – в) нельзя увеличивать число молекул воды и вместо гидроксокатионов FeOH²⁺, CrOH²⁺, ZnOH⁺ писать формулы гидроксидов FeO(OH), Cr(OH)₃, Zn(OH)₂. Если бы гидроксиды образовались, то из растворов солей FeCl₃, Cr₂(SO₄)₃ и ZnBr₂ 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 AlCl₃:

вносится магний или цинк. Последние прореагируют с Н⁺:

и будет наблюдаться выделение водорода. Этот опыт – дополнительное свидетельство протекания гидролиза катиона Al³⁺ (ведь в раствор AlCl₃ мы не добавляли кислоту!).

1. Сильный электролит – это

1) С₆Н₅ОН

2) СН₃СООН

3) С₂Н₄(ОН)₂

4) К(НСОО)

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) серной

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

4. Н₃РO₄

5. H₂SeO₃

6. H₄SiO₄

7. HF

сумма коэффициентов равна

1) 3

2) 6

3) 9

4) 12

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

1) 5

2) 6

3) 7

4) 8

12. В известковой воде содержится набор частиц

1) СаОН+, Са²⁺, ОН^-

2) Са²⁺, ОН^-, Н₂O

3) Са²⁺, Н₂O, О^2-

4) СаОН⁺, О^2-, Н+

13—16. При диссоциации одной формульной единицы соли

13. NH₄NO₃

14. К₂Cr₂O₇

15. Al(NO₃)₃

16. Cr₂(SO₄)₃

число образующихся ионов равно

1) 2

2) 3

3) 4

4) 5

17. Наибольшее количество иона РО₄^-3 можно обнаружить в растворе, содержащем 0,1 моль

1) NaH₂PO₄

2) NaHPO₄

3) Н₃РO₄

4) Na₃PO₄

18. Реакция с выпадением осадка – это

1) MgSO₄ + H₂SO₄ >…

2) AgF + HNO₃ >…

3) Na₂HPO₄ + NaOH >…

4) Na₂SiO₃ + HCl >…

19. Реакция с выделением газа – это

1) NaOH + СН₃СООН >…

2) FeSO₄ + КОН >…

3) NaHCO₃ + HBr >…

4) Pl(NO₃)₂ + Na₂S >…

20. Краткое ионное уравнение ОН^- + Н⁺ = Н₂O отвечает взаимодействию

1) Fe(OH)₂ + НCl >…

2) NaOH + HNO₂ >…

3) NaOH + HNO₃ >…

4) Ва(ОН)₂ + KHSO₄ >…

21. В ионном уравнении реакции

SO₂ + 2OН = SO₃^2- + Н₂O

ион ОН^- может отвечать реагенту

1) Cu(ОН)₂

2) Н₂O

3) LiOH

4) С₆Н₅ОН

22—23. Ионное уравнение

22. ЗСа²⁺ + 2РO₄^3- = Са₃(РO₄)₂v

23. Са²⁺ + НРO₄^2- = СаНРO₄v

соответствует реакции между

1) Са(ОН)₂ и К₃РO₄

2) СаCl₂ и NaH₂PO₄

3) Са(ОН)₂ и Н₃РО₄

4) СаCl и К₂НРO₄

24—27. В молекулярном уравнении реакции

24. Na₃PO₄ + AgNO₃ >…

25. Na₂S + Cu(NO₃)₂ >…

26. Ca(HSO₃)₂ [p-p, t] >…

27. K₂SO₃ + 2HBr >… сумма коэффициентов равна

1) 4

2) 5

3) 7

4) 8

28—29. Для реакции полной нейтрализации

28. Fe(OH)₂ + HI >…

29. Ва(ОН)₂ + H₂S >…

сумма коэффициентов в полном ионном уравнении составляет

1) 6

2) 8

3) 10

4) 12

30—33. В кратком ионном уравнении реакции

30. NaF + AlCl₃ >…

31. К₂СO₃ + Sr(NO₃)₂ >…

32. Mgl₂ + К₃РO₄ >…

33. Na₂S + H₂SO₄ >…

сумма коэффициентов равна

1) 3

2) 4

3) 5

4) 6

34—36. В водном растворе соли

34. Са(ClO₄)₂

35. AgF

36. Fe₂(SO₄)₃

образуется среда

1) кислотная

2) нейтральная

3) щелочная

4) любая

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

1) CsNO₃

2) SrCl₂

3) NaCN

4) KHSO₄

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

1) ВаCl₂, Fe(NO₃)₃

2) Na₂CO₃, SrS

3) BaS, ZnSO₄

4) MgCl₂, RbNO₃

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.