- ЕГЭ по химии
Вопрос №21 ЕГЭ. Гидролиз солей. Среда водных растворов: кислая, нейтральная, щелочная.
Подборка заданий на pH и гидролиз в новом формате ЕГЭ 2022 по химии.
→ скачать задания
→ Проверить ответы
Источник: vk.com/chem4you
Примеры заданий:
Для веществ, приведённых в перечне, определите характер среды их водных растворов, имеющих одинаковую концентрацию (моль/л).
1) Гидросульфат натрия
2) Гидросульфид калия
3) Нитрат бария
4) Гидроксид лития
Запишите номера веществ в порядке убывания значения pH их водных растворов.
Вещества, приведенные в перечне, растворили в воде и получили растворы с одинаковой молярной (моль/л) концентрацией веществ. Определите характер среды полученных растворов.
1) SiCl4
2) Na3PO4 · 12H2O
3) KClO3
4) Ba3P2
Запишите номера веществ в порядке возрастания значения pH растворов, полученных при внесении данных веществ в воду.
Смотрите также:
1.4.7. Гидролиз солей. Среда водных растворов: кислая, нейтральная, щелочная.
Для того, чтобы понять, что такое гидролиз солей, вспомним для начала, как диссоциируют кислоты и щелочи.
Общим между всеми кислотами является то, что при их диссоциации обязательно образуются катионы водорода (Н+), при диссоциации же всех щелочей всегда образуются гидроксид-ионы (ОН−).
В связи с этим, если в растворе, по тем или иным причинам, больше ионов Н+ говорят, что раствор имеет кислую реакцию среды, если ОН− — щелочную реакцию среды.
Если с кислотами и щелочами все понятно, то какая же реакция среды будет в растворах солей?
На первый взгляд, она всегда должна быть нейтральной. И правда же, откуда, например, в растворе сульфида натрия взяться избытку катионов водорода или гидроксид-ионов. Сам сульфид натрия при диссоциации не образует ионов ни одного, ни другого типа:
Na2S = 2Na+ + S2-
Тем не менее, если бы перед вами оказались, к примеру, водные растворы сульфида натрия, хлорида натрия, нитрата цинка и электронный pH-метр (цифровой прибор для определения кислотности среды) вы бы обнаружили необычное явление. Прибор показал бы вам, что рН раствора сульфида натрия больше 7, т.е. в нем явный избыток гидроксид-ионов. Среда раствора хлорида натрия оказалась бы нейтральной (pH = 7), а раствора Zn(NO3)2 кислой.
Единственное, что соответствует нашим ожиданиям – это среда раствора хлорида натрия. Она оказалась нейтральной, как и предполагалось.
Но откуда же взялся избыток гидроксид-ионов в растворе сульфида натрия, и катионов-водорода в растворе нитрата цинка?
Попробуем разобраться. Для этого нам нужно усвоить следующие теоретические моменты.
Любую соль можно представить как продукт взаимодействия кислоты и основания. Кислоты и основания делятся на сильные и слабые. Напомним, что сильными называют те кислоты, и основания, степень диссоциации, которых близка к 100%.
примечание: сернистую (H2SO3) и фосфорную (H3PO4) чаще относят к кислотам средней силы, но при рассмотрении заданий по гидролизу нужно относить их к слабым.
Кислотные остатки слабых кислот, способны обратимо взаимодействовать с молекулами воды, отрывая от них катионы водорода H+. Например, сульфид-ион, являясь кислотным остатком слабой сероводородной кислоты, взаимодействует с ней следующим образом:
S2- + H2O ↔ HS− + OH−
HS−+ H2O ↔ H2S + OH−
Как можно видеть, в результате такого взаимодействия образуется избыток гидроксид-ионов, отвечающий за щелочную реакцию среды. То есть кислотные остатки слабых кислот увеличивают щелочность среды. В случае растворов солей содержащих такие кислотные остатки говорят, что для них наблюдается гидролиз по аниону.
Кислотные остатки сильных кислот, в отличие от слабых, с водой не взаимодействуют. То есть они не оказывают влияния на pH водного раствора. Например, хлорид-ион, являясь кислотным остатком сильной соляной кислоты, с водой не реагирует:
То есть, хлорид-ионы, не влияют на pН раствора.
Из катионов металлов, так же с водой способны взаимодействовать только те, которым соответствуют слабые основания. Например, катион Zn2+, которому соответствует слабое основание гидроксид цинка. В водных растворах солей цинка протекают процессы:
Zn2+ + H2O ↔ Zn(OH) + + H+
Zn(OH) + + H2O ↔ Zn(OH)+ + H+
Как можно видеть из уравнений выше, в результате взаимодействия катионов цинка с водой, в растворе накапливаются катионы водорода, повышающие кислотность среды, то есть понижающие pH. Если в состав соли, входят катионы, которым соответствуют слабые основания, в этом случае говорят что соль гидролизуется по катиону.
Катионы металлов, которым соответствуют сильные основания, с водой не взаимодействуют. Например, катиону Na+ соответствует сильное основание – гидроксид натрия. Поэтому ионы натрия с водой не реагируют и никак не влияют на pH раствора.
Таким образом, исходя из вышесказанного соли можно разделить на 4 типа, а именно, образованные:
1) сильным основанием и сильной кислотой,
Такие соли не содержат ни кислотных остатков, ни катионов металлов, взаимодействующих с водой, т.е. способных повлиять на pH водного раствора. Растворы таких солей имеют нейтральную реакцию среды. Про такие соли говорят, что они не подвергаются гидролизу.
Примеры: Ba(NO3)2, KCl, Li2SO4 и т.д.
2) сильным основанием и слабой кислотой
В растворах таких солей, с водой реагируют только кислотные остатки. Среда водных растворов таких солей щелочная, в отношении солей такого типа говорят, что они гидролизуются по аниону
Примеры: NaF, K2CO3, Li2S и т.д.
3) слабым основанием и сильной кислотой
У таких солей с водой реагируют катионы, а кислотные остатки не реагируют – гидролиз соли по катиону, среда кислая.
Примеры: Zn(NO3)2, Fe2(SO4)3, CuSO4 и т.д.
4) слабым основанием и слабой кислотой.
С водой реагируют как катионы, так и анионы кислотных остатков. Гидролиз солей такого рода идет и по катиону, и по аниону. Нередко такие соли подвергаются необратимому гидролизу.
Что же значит то, что они необратимо гидролизуются?
Поскольку в данном случае с водой реагируют и катионы металла (или NH4+) и анионы кислотного остатка, в раcтворе одновременно возникают и ионы H+, и ионы OH− , которые образуют крайне малодиссоциирующее вещество – воду (H2O).
Это, в свою очередь, приводит к тому, что соли образованные кислотными остатками слабых оснований и слабых кислот не могут быть получены обменными реакциями, а только твердофазным синтезом, либо и вовсе не могут быть получены. Например, при смешении раствора нитрата алюминия с раствором сульфида натрия, вместо ожидаемой реакции:
2Al(NO3)3 + 3Na2S = Al2S3 + 6NaNO3 ( − так реакция не протекает!)
Наблюдается следующая реакция:
2Al(NO3)3 + 3Na2S + 6H2O= 2Al(OH)3↓+ 3H2S↑ + 6NaNO3
Тем не менее, сульфид алюминия без проблем может быть получен сплавлением порошка алюминия с серой:
2Al + 3S = Al2S3
При внесении сульфида алюминия в воду, он также как и при попытке его получения в водном растворе, подвергается необратимому гидролизу.
Al2S3 + 6H2O = 2Al(OH)3↓ + 3H2S↑
- Взрослым: Skillbox, Geekbrains, Хекслет, Eduson, XYZ, Яндекс.
- 8-11 класс: Умскул, Лектариум, Годограф, Знанио.
- До 7 класса: Алгоритмика, Кодланд, Реботика.
- Английский: Инглекс, Puzzle, Novakid.
Гидролиз солей. Кислая, нейтральная и щелочная среды водных растворов
Прежде чем начать разговор о гидролизе солей, важно разобрать некоторые ключевые понятия, связанные с этим процессом. В первую очередь, важно остановиться на водородном показателе раствора и ионном произведении воды.
Водородный показатель (pH) раствора
Под термином водородный показатель, или pH раствора, подразумевается общепринятая мера кислотности водных растворов, завязанная на концентрации в нём ионов водорода Н+. Шкала pH представлена на рисунке ниже.
Итак, как можно заметить, среды со значением pH от нуля до семи (но не включительно) считаются кислыми, а более семи – щелочными, или основными. Водные растворы, водородный показатель в которых равен или примерно равен семи, соответствуют нейтральным. Как правило, кислотность среды на практике определяется с помощью специальной универсальной индикаторной бумаги, цвета которой и представлены на рисунке.
Ионное произведение воды
Ионным произведением воды в химии называют произведение концентраций ионов водорода Н+ и ионов гидроксида OH- в воде, а также в разбавленных водных растворах любых веществ. В большинстве случаев для расчётов берётся значение при комнатной температуре, равное 10-14. Тем не менее важно помнить, что при повышении температуры произведение увеличивается, а при уменьшении, соответственно, уменьшается.
Гидролиз солей и поведение веществ в средах с разным значением pH
Понятие гидролиза солей подразумевает их взаимодействие с водой, а именно процесс расщепления молекул солей в реакции с молекулами воды. В результате такой реакции в растворе соли образуются свободные ионы воды, Н+ и ОН—. А сам раствор принято называть малодиссоциирующим соединением.
Существует всего два типа гидролиза – обратимый и необратимый. В первом случае гидролизу подвергается лишь небольшая часть частиц исходного вещества, в то время как во втором – почти все частицы. Следует, однако, рассмотреть каждый из типов в отдельности.
Обратимый гидролиз солей
Обратимый процесс взаимодействия ионов некоторой соли и ионов воды можно условно подразделить на четыре случая в зависимости от типа соли и основания. Следует заметить, что сильные кислоты, равно как и сильные основания, а точнее их кислотные остатки и катионы металлов, соответственно, не взаимодействуют с водой.
- Гидролиз соли слабой кислоты и сильного основания
Этот процесс также известен как гидролиз по аниону, или по отрицательно заряженным ионам. В качестве примера такой реакции можно рассмотреть карбонат натрия, или кальцинированную соду, Na2CO3, в основе которого слабая угольная кислота. В результате взаимодействия этого вещества с водой образуется всем известная пищевая сода, NaHCO3, и гидроксид натрия с химической формулой NaOH.
Na2CO3 + H2O ⇄ NaHCO3 + NaOH
В ионной форме данное уравнение выглядит следующим образом:
2Na+ + CO32- + H2O ⇄ Na+ + HCO3— + Na+ + OH—
CO32- + H2O ⇄ HCO3— + OH—
Интересно, что водородный показатель таких растворов в большинстве случаев составляет более семи (т. е. рН > 7), поскольку образуется некоторое количество гидроксид-ионов, OH.
- Гидролиз соли сильной кислоты и слабого основания
Такие соединения гидролизуются уже по катиону, или по положительно заряженным ионам. Отличными примерами подобного вещества являются разнообразные хлориды, например, хлорид железа, FeCl2, в основе которого соляная кислота. В таких взаимодействиях катион слабого основания притягивает гидроксид-ионы из воды, вследствие чего в растворе соли возникает избыток ионов Н+. Именно поэтому их водородный показатель, напротив, менее семи (т. е. рН < 7).
FeCl2 + H2O ⇄ Fe(OH)Cl + HCl
Это же уравнение в полной и сокращённой ионной форме:
Fe2+ + 2Cl— + H+ + OH— ⇄ FeOH+ + 2Cl— + Н+
Fe2+ + H2O ⇄ FeOH+ + Н+
- Гидролиз соли слабой кислоты и слабого основания
Взаимодействие таких солей и воды образует гидролиз и по аниону, и по катиону. Этот тип гидролиза протекает практически полностью и реакция раствора практически нейтральна; образуются осадок или газ. Иными словами, водородный показатель примерно равен семи (т. е. рН ≅ 7). В качестве примера соли слабой кислоты и слабого основания можно рассмотреть ацетат аммония, соль уксусной кислоты с химической формулой CH3COONH4.
CH3COONH4 + H2O ⇄ CH3COOH + NH4OH
В ионной форме данное уравнение выглядит так:
CH3COO— + NH4+ + HOH ⇄ CH3COOH + NH3·H2O
- Гидролиз соли сильной кислоты и сильного основания
Наконец, гидролиз соли сильной кислоты и сильного основания не идёт вовсе.
Необратимый гидролиз
Как известно, необратимыми реакциями принято называть такие реакции, в результате которых исходные вещества превращаются в продукты реакции, не реагирующие между собой при заданных условиях. В гидролизе солей ситуации аналогична: если при нём выделяется газ, осадок, или вода, он считается необратимым. Так, например, происходит при взаимодействии сульфида алюминия, Al₂S₃, с водой, где в результате образуется широко известный газ сероводород:
Al2S3 + 6H2O = 2Al (OH)3 + 3H2S
В ионном виде данное уравнение можно представить следующим образом:
2Al3+ + 3S2- + 6H2O = 2Al (OH)3 + 3H2S
Существует множество случаев необратимого гидролиза. Самые распространённые ситуации – это гидролиз солей двухвалентных металлов и растворимых карбонатов, или гидрокарбонатов, взаимный гидролиз солей, гидролизованных по катиону и по аниону, гидролиз галогенангидридов и тиоангидридов, и многие другие.
Значение гидролиза в биологических обменных процессах
Без такого процесса, как гидролиз, невозможен был бы пищеварительный процесс у людей и многих других живых существ. Дело в том, что белки, жиры, и другие высокомолекулярные вещества гидролизуются, и в результате образуются уже низкомолекулярные соединения, такие как глюкоза, аминокислоты, жирные кислоты, которые могут успешно усваиваться в организме. Гидролиз регулирует белковый, жировой и углеводный обмен. При нарушении этого процесса у человека могут возникнуть различные заболевания пищеварения, например, гастрит.
Применение гидролиза в промышленности
Гидролиз также активно используется в промышленной деятельности человека. Этот процесс позволяет создавать столь необходимые в быту вещества, например, глицерин, который получается в результате гидролиза жиров и последующей химической обработки. Применение процессу нашлось и в сельском хозяйстве – там он используется для очистки воды, известкования почв. Гидролиз также используется для окрашивания тканей, позволяет создавать устойчивые слои краски, не смывающиеся при стирке. В медицине процесс взаимодействия солей и воды чаще всего применяется для выявления наличия в организме некоторых токсичных веществ, в частности, бериллия, сурьмы и висмута.
- Взрослым: Skillbox, Geekbrains, Хекслет, Eduson, XYZ, Яндекс.
- 8-11 класс: Умскул, Лектариум, Годограф, Знанио.
- До 7 класса: Алгоритмика, Кодланд, Реботика.
- Английский: Инглекс, Puzzle, Novakid.
Гидролиз (греч. hydor — вода и lysis — разрушение) — процесс расщепления молекул сложных химических веществ за счет
реакции с молекулами воды.
В химии, как и в жизни, разрушается чаще всего нестойкое и слабое (стойкое и сильное выдерживает удар). Запомните, что гидролиз
(вода) разрушает «слабое» — это правило вам очень пригодится.
Любая соль состоит из остатка основания и кислоты. Абсолютно любая:
- NaCl — производное основания NaOH и кислоты HCl
- KNO3 — производное основания KOH и кислоты HNO3
- CuSO4 — производное основания Cu(OH)2 и кислоты H2SO4
- Al3PO4 — производное основания Al(OH)3 и кислоты H3PO4
- Ca(NO2)2 — производное основания Ca(OH)2 и кислоты HNO2
Чтобы успешно решать задания по теме гидролиза и писать реакции, вам следует запомнить, какие основания и кислоты являются
слабыми, а какие — сильными.
При изучении гидролиза я рекомендую ученикам сохранить на гаджет схему, которую вы видите ниже. Для того, чтобы приобрести
нужный опыт — она незаменима. Пользуйтесь ей как можно чаще, подглядывайте в нее и она незаметно окажется в вашем
интеллектуальном составляющем 
По катиону, по аниону или нет гидролиза?
Итак, если в состав соли входит остаток сильного основания и остаток сильной кислоты — гидролиза не происходит. Примеры: NaCl, KBr,
CaSO4. Также гидролиза не происходит, если соль нерастворима (вне зависимости от того, чем она образована): AlPO4,
FeSO3, CaSO3.
Если в состав соли входит остаток слабого основания и остаток сильной кислоты, то гидролиз идет по катиону. Помните, что гидролиз
разрушает слабое, в данном случае — катион. Примеры: AlCl3, MgBr2, Cr2SO4, NH4NO3.
Катион NH4+ и его основание NH4OH , несмотря на растворимость, является слабым, поэтому гидролиз будет идти
по катиону в соли NH4Cl. Замечу также, что Ca(OH)2 считается растворимым основанием, поэтому гидролиза соли CaCl2
не происходит.
Если в состав соли входит остаток сильного основания и остаток слабой кислоты, то гидролиз идет по аниону. Примеры: K3PO4,
NaNO2, Ca(OCl)2, Ba(CH3COO)2, K2SiO3.
Если соль образована остатком слабого основания и слабой кислоты, то гидролиз идет и по катиону, и по аниону. Примеры: Mg(NO2)2,
Al2S3, Cr2(SO3)3, CH3COONH4.
Самостоятельно определите тип гидролиза для CaI2, Li2SiO3, Ba(NO2)2, CuBr2, Zn(H2PO4)2.
Ниже вы найдете решение.
Среда раствора
Среда раствора может быть нейтральной, кислой или щелочной. Определяется типом гидролиза. Некоторые задания могут быть построены так, что, увидев соль,
вы должны будете определить ее тип раствора.
Обрадую вас: если вы усвоили тему гидролиза, сделать это проще простого. В случае, когда гидролиз не идет или идет и по катиону, и по аниону среда
раствора — нейтральная.
Если гидролиз идет по катиону (разрушается остаток основания) среда — кислая, если гидролиз идет по аниону (разрушается остаток кислоты), то среда
раствора будет щелочная. Изучите примеры.
Однако замечу, что в дигидрофосфатах, гидросульфитах и гидросульфатах среда всегда кислая из-за особенностей диссоциации. Примеры:
NH4H2PO4, LiHSO4. В гидрофосфатах среда щелочная из-за того, что константа диссоциации по третьей ступени меньше, чем константа гидролиза. Примеры: K2HPO4, Na2HPO4.
Попробуйте определить среду раствора для соединений из самостоятельного задания, которое вы только что решили.
Ниже будет располагаться решение.
С целью запутать в заданиях часто бывают даны синонимы. Так «среду раствора» могут заменить водородным показателем pH.
Запомните, что кислая среда характеризуется pH < 7. В нейтральной pH = 7. В щелочной pH > 7.
Например, в соли CaCl2 среда раствора будет нейтральной (pH=7), а в растворе AlCl3 — кислой (pH < 7).
Индикаторы (лат. indicator — указатель)
Индикатор — вещество, используемое в химии для определения среды раствора. В зависимости от среды раствора индикатор способен
менять его цвет, что наглядно отражает характер среды в определенный момент времени.
Наиболее известные и широко применяемые индикаторы: лакмус, фенолфталеиновый и метиловый оранжевый. В зависимости от среды
раствора их окраска меняется, что отражает приведенная ниже таблица.
Для тех, кто обладает хорошей зрительной памятью, будет несложно запомнить эту схему. Но что делать аудиалам и кинестетикам? 
От волнения на экзамене такая таблица легко может раствориться и перепутаться в океане мыслей, поэтому своим ученикам я рекомендую
запомнить индикаторы по стихам.
Только представьте, как приятно будет прочитать стих на экзамене, и убедиться в его безошибочности. Это придаст уверенности и поднимет
настроение
Лакмус
Индикатор лакмус красный
Кислоту укажет ясно.
Индикатор лакмус синий —
Щелочь здесь, не будь разиней!
Когда ж нейтральная среда,
Он фиолетовый всегда.
Фенолфталеин
Фенолфталеиновый
В щелочах малиновый
Несмотря на это —
В кислотах он без цвета.
Метиловый оранжевый
От щелочи я желт как в лихорадке
Я розовею от кислот, как от стыда
И я бросаюсь в воду без оглядки —
Здесь я оранжевый практически всегда!
© Беллевич Юрий Сергеевич 2018-2023
Данная статья написана Беллевичем Юрием Сергеевичем и является его интеллектуальной собственностью. Копирование, распространение
(в том числе путем копирования на другие сайты и ресурсы в Интернете) или любое иное использование информации и объектов
без предварительного согласия правообладателя преследуется по закону. Для получения материалов статьи и разрешения их использования,
обратитесь, пожалуйста, к Беллевичу Юрию.
Skip to content
Чтобы поделиться, нажимайте
Сама вода – это очень слабый электролит.
H2O ↔ H+ + OH–
Концентрация катиона H+ и аниона OH– в чистой воде весьма малы и составляют 1 10-7 моль/л при 25 ˚С
Катион водорода H+ представляет собой простейшее ядро – протон P+ (электронная оболочка катиона H+ – пустая, 1S0) у свободного протона велики подвижность и проникающая способность, к окружении полярных молекулH2O он не может оставаться свободным. Протон тут же присоединяется к молекуле воды:
H2O + H+ = H3O (катион гидроксония)
В дальнейшем для простаты оставляется запись H+ (но подразумевается H3O).
В воде содержание ионов H+ и OH– одинаково; в водных растворах кислот появляется избыток ионов H+, в водных растворах щелочей – избыток ионов OH (за счет диссоциации кислот и оснований).
Типы среды водных растворов:
нейтральная c(H+) = c(OH–)
кислотная c(H+) ˃ c(OH–)
щелочная c(H+) ˂ c(OH–).
Содержание H+ и OH– в водных растворах обычно выражают через водородный показатель pH(читается пэ-аш) и аналогичный ему гидроксильный показатель pOH:
pH = -lg c(H+)
pOH= -lg c(OH–)
Для воды при комнатной температуре имеем:
pH = -lg c(H+) = -lg (1*10-7)= 7
pOH= -lg c(OH–) = -lg (1*10-7)= 7
Следовательно, в чистой воде:
pH + pOH = 14
Это равенство справедливо и для водных растворов:
нейтральная pH = 7, pOH = 14 – pH =
кислотная pH = 7, pOH = 14 – pH ˃ 7
щелочная pH = 7, pOH = 14 – pH ˂ 7
Практическая шкала pH отвечает интервалу 1-13 (разбавленные растворы кислот и основания):
Кислотная среда
pH = 1-6, c(H+) = 1*10-1 – 1*10-6 моль/л
Щелочная среда
pH = 8-13, c(OH–) = 1*10-6 – 1*10-7 моль/л
В практически нейтральной среде c pH = 6-7 и pH = 7-8 концентрация H+ и OH– 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 (индикаторы на кислую среду) становятся розовыми в сильнокислом растворе, фенолфталеин (индикатор на щелочную среду) – малиновым в сильнощелочном растворе, а лакмус используется во всех средах.
Также вы можете посмотреть ВИДЕО-уроки на эту тему:
И выполнить задания из ЦТ и ЕГЭ на эту тему вы можете здесь
А также вы можете получить доступ ко всем видео-урокам, заданиям реального ЕГЭ, ЦТ и РТ с подробными видео-объяснениями, задачам и всем материалам сайта кликнув здесь «Получить все материалы сайта»
- Посмотреть видео-объяснения решений всех типов задач вы можете здесь, нажав на эту строку
- Посмотреть все видео-уроки вы можете здесь, нажав на эту строку
- Прочитать всю теорию для подготовки к ЕГЭ и ЦТ вы можете здесь, нажав на эту строку
Пройти тестирование по этим заданиям
Вернуться к каталогу заданий
Версия для печати и копирования в MS Word
1
Для веществ, приведённых в перечне, определите характер среды их водных растворов, имеющих одинаковую концентрацию (моль/л).
1) гидрокарбонат натрия
2) сульфат магния
3) сульфат натрия
4) соляная кислота
Запишите номера веществ в порядке возрастания значения pH их водных растворов.
Для выполнения задания 21 используйте следующие справочные данные.
Концентрация (молярная, моль/л) показывает отношение количества растворённого вещества (n) к объёму раствора (V).
pH («пэ аш») — водородный показатель; величина, которая отражает концентрацию ионов водорода в растворе и используется для характеристики кислотности среды.
1
Для веществ, приведённых в перечне, определите характер среды их водных растворов, имеющих одинаковую концентрацию (моль/л).
1) нитрит натрия
2) гидроксид рубидия
3) дихромат калия
4) нитрат хрома(III)
Запишите номера веществ в порядке возрастания значения pH их водных растворов.
2
Для веществ, приведённых в перечне, определите характер среды их водных растворов, имеющих одинаковую концентрацию (моль/л).
1) нитрит натрия
2) гидроксид рубидия
3) дихромат калия
4) нитрат хрома(III)
Запишите номера веществ в порядке возрастания значения pH их водных растворов.
Для выполнения задания 21 используйте следующие справочные данные.
Концентрация (молярная, моль/л) показывает отношение количества растворённого вещества (n) к объёму раствора (V).
pH («пэ аш») — водородный показатель; величина, которая отражает концентрацию ионов водорода в растворе и используется для характеристики кислотности среды.
1
Для веществ, приведённых в перечне, определите характер среды их водных растворов, имеющих одинаковую концентрацию (моль/л).
1) гидрокарбонат натрия
2) сульфат магния
3) сульфат натрия
4) соляная кислота
Запишите номера веществ в порядке возрастания значения pH их водных растворов.
3
Для веществ, приведённых в перечне, определите характер среды их водных растворов, имеющих одинаковую концентрацию (моль/л).
1) нитрат бария
2) карбонат натрия
3) серная кислота
4) сульфат железа(III)
Запишите номера веществ в порядке возрастания значения pH их водных растворов.
Для выполнения задания 21 используйте следующие справочные данные.
Концентрация (молярная, моль/л) показывает отношение количества растворённого вещества (n) к объёму раствора (V).
pH («пэ аш») — водородный показатель; величина, которая отражает концентрацию ионов водорода в растворе и используется для характеристики кислотности среды.
1
Для веществ, приведённых в перечне, определите характер среды их водных растворов, имеющих одинаковую концентрацию (моль/л).
1) гидрокарбонат натрия
2) сульфат магния
3) сульфат натрия
4) соляная кислота
Запишите номера веществ в порядке возрастания значения pH их водных растворов.
4
Для веществ, приведённых в перечне, определите характер среды их водных растворов, имеющих одинаковую концентрацию (моль/л).
1) сульфат калия
2) сульфат алюминия
3) гидроксид лития
4) гидроксид аммония
Запишите номера веществ в порядке возрастания значения pH их водных растворов.
Для выполнения задания 21 используйте следующие справочные данные.
Концентрация (молярная, моль/л) показывает отношение количества растворённого вещества (n) к объёму раствора (V).
pH («пэ аш») — водородный показатель; величина, которая отражает концентрацию ионов водорода в растворе и используется для характеристики кислотности среды.
1
Для веществ, приведённых в перечне, определите характер среды их водных растворов, имеющих одинаковую концентрацию (моль/л).
1) гидрокарбонат натрия
2) сульфат магния
3) сульфат натрия
4) соляная кислота
Запишите номера веществ в порядке возрастания значения pH их водных растворов.
5
Для веществ, приведённых в перечне, определите характер среды их водных растворов, имеющих одинаковую концентрацию (моль/л).
1) иодид бария
2) нитрат железа(III)
3) карбонат калия
4) уксусная кислота
Запишите номера веществ в порядке возрастания значения pH их водных растворов.
Для выполнения задания 21 используйте следующие справочные данные.
Концентрация (молярная, моль/л) показывает отношение количества растворённого вещества (n) к объёму раствора (V).
pH («пэ аш») — водородный показатель; величина, которая отражает концентрацию ионов водорода в растворе и используется для характеристики кислотности среды.
1
Для веществ, приведённых в перечне, определите характер среды их водных растворов, имеющих одинаковую концентрацию (моль/л).
1) гидрокарбонат натрия
2) сульфат магния
3) сульфат натрия
4) соляная кислота
Запишите номера веществ в порядке возрастания значения pH их водных растворов.
Пройти тестирование по этим заданиям