Чем обусловлены общие свойства всех растворимых кислот

Химические свойства кислот, их классификация и реакции

Общие свойства кислот. Классификация

Кислоты — класс сложных химических веществ, состоящих из атомов водорода и кислотных остатков.

В первую очередь кислоты делятся на:

Свойства карбоновых кислот подробно разбираются в статье Карбоновые кислоты (ссылка на статью)

В зависимости от количества атомов водорода, которые могут замещаться в химических реакциях различают:

Не смотря на то, что в уксусной кислоте четыре атома водорода, три из них принадлежат кислотному остатку и в реакциях замещения не участвуют. Соответственно, уксусная кислота — одновалентная.

Свойства неорганических кислот также зависят от наличия в их составе кислорода и делятся на

Растворы кислот способны диссоциировать и проводить электрический ток т.е. являются электролитами. В зависимости от степени диссоциации делятся на:

Химические свойства кислот

1. Диссоциация

При диссоциации кислот образуются катионы водорода и анионы кислотного остатка.

Многоосновные кислоты диссоциируют ступенчато.

НРО 2- ₄ ↔ Н + + PО З- ₄ (третья ступень)

2. Разложение

Кислородсодержащие кислоты разлагаются на оксиды и воду.

Бескислородные на простые вещества

3. Реакция с металлами

Кислоты реагируют лишь с теми металлами, что стоят в ряду активности до кислорода. В результате взаимодействия образуется соль и выделяется водород.

Найти ряд активности можно на последней странице электронного учебника «Химия 9 класс» под редакцией В. В. Еремина.

Бдительные ученики могут сказать: «Золото стоит в ряду активности металлов после водорода, а с „царской водкой“ реагирует. Как же так?»

Из всех правил есть исключения.

Поскольку в состав азотной кислоты входит азот со степенью окисления +5, а в состав серной — сера со степенью окисления +6, то с металлами реагируют не ионы водорода, а более сильные окислители. Образуется соль, но не происходит выделения водорода.

4. Реакции с основаниями

В результате образуются соль и вода, происходит выделение тепла.

Реакции такого типа называются реакциями нейтрализации. Простейшая реакция, которую можно провести на собственной кухне — гашение соды столовым уксусом или 9%раствором уксусной кислоты.

5. Реакции кислот с солями

Вспомним, когда мы разбирали ионные уравнения ( ссылка на статью), одним из условий протекания реакций было образование в ходе взаимодействия нерастворимой соли, выделение летучего газа или слабо диссоциирующего вещества — например, воды. Те же условия сохраняются и для реакций кислот с солями.

6. Реакция кислот с основными и амфотерными оксидами

В ходе реакции образуется соль и происходит выделение воды.

7. Восстановительные свойства бескислородных кислот

Если в окислительных реакциях первую скрипку играет водород, то в восстановительных реакциях основная роль принадлежит анионному остатку. В результате реакций образуются свободные галогены.

Физические свойства кислот

При нормальных условиях (Атмосферное давление = 760 мм рт. ст. Температура воздуха 273,15 K = 0°C) кислоты чаще жидкости, хотя встречаются и твердые вещества: например ортофосфорная H₃PO₄ или кремниевая H₂SiO₃.

Некоторые кислоты представляют собой растворы газов в воде: фтороводородная-HF, соляная-HCl, бромоводородная-HBr.

Кислотные свойства кислот в ряду HF → HCl → HBr → HI усиливаются.

Для некоторых кислот (соляная, серная, уксусная) характерен специфический запах.

Благодаря наличию ионов водорода в составе, кислоты обладают характерным кислым вкусом.

Химическая лаборатория не ресторан, и в целях безопасности существует жесткий запрет на опробование на вкус химических веществ.

Как же можно определить кислота в пробирке или нет?

В 1300 году был открыт лакмус, и с тех пор алхимикам и химикам не пришлось рисковать своим здоровьем, пробуя на вкус содержимое пробирок. Запомните, что лакмус в кислой среде краснеет.

Вторым широко используемым индикатором является фенолфталеин.

Простой мнемонический стишок поможет запомнить, как ведут себя индикаторы в разных средах.

Индикатор лакмус — красный
Кислоту укажет ясно.
Индикатор лакмус — синий,
Щёлочь здесь — не будь разиней,
Когда ж нейтральная среда,
Он фиолетовый всегда.
Фенолфталеиновый — в щелочах малиновый
Но несмотря на это в кислотах он без цвета.

Источник

Кислоты. Химические свойства и способы получения

Перед изучением этого раздела рекомендую прочитать следующую статью:

Кислоты – сложные вещества, которые при взаимодействии с водой образуют в качестве катионов только ионы Н + (или Н₃О + ).

Получение кислот

1. Взаимодействие кислотных оксидов с водой. При этом с водой реагируют при обычных условиях только те оксиды, которым соответствует кислородсодержащая растворимая кислота.

кислотный оксид + вода = кислота

При этом оксид кремния (IV) с водой не реагирует:

2. Взаимодействие неметаллов с водородом. Таким образом получают только бескислородные кислоты.

Неметалл + водород = бескислородная кислота

H₂ 0 + Cl₂ 0 → 2 H + Cl —

3. Электролиз растворов солей. Как правило, для получения кислот электролизу подвергают растворы солей, образованных кислотным остатком кислородсодержащих кислот. Более подробно этот вопрос рассмотрен в статье Электролиз.

4. Кислоты образуются при взаимодействии других кислот с солями. При этом более сильная кислота вытесняет менее сильную.

Например: карбонат кальция CaCO₃ (нерастворимая соль угольной кислоты) может реагировать с более сильной серной кислотой.

5. Кислоты можно получить окислением оксидов, других кислот и неметаллов в водном растворе кислородом или другими окислителями.

Химические свойства кислот

1. В водных растворах кислоты диссоциируют на катионы водорода Н + и анионы кислотных остатков. При этом сильные кислоты диссоциируют почти полностью, а слабые кислоты диссоциируют частично.

HCl → H + + Cl –

Если говорить точнее, происходит протолиз воды, и в растворе образуются ионы гидроксония:

HCl + H₂O → H₃O + + Cl –

Многоосновные кислоты диссоциируют cтупенчато.

HSO₃ – ↔ H + + SO₃ 2–

2. Кислоты изменяют окраску индикатора. Водный раствор кислот окрашивает лакмус в красный цвет, метилоранж в красный цвет. Фенолфталеин не изменяет окраску в присутствии кислот.

С нерастворимыми основаниями и соответствующими им оксидами взаимодействуют только растворимые кислоты.

нерастворимое основание + растворимая кислота = соль + вода

основный оксид + растворимая кислота = соль + вода

При этом гидроксид меди (II) не взаимодействует с нерастворимой кремниевой кислотой.

С сильными основаниями (щелочами) и соответствующими им оксидами реагируют любые кислотами.

щёлочь_{(избыток)}+ кислота = средняя соль + вода

щёлочь + многоосновная кислота_{(избыток)} = кислая соль + вода

При этом дигидрофосфаты образуются в избытке кислоты, либо при мольном соотношении (соотношении количеств веществ) реагентов 1:1.

При мольном соотношении количества щелочи и кислоты 1:2 образуются гидрофосфаты:

В избытке щелочи, либо при мольном соотношении количества щелочи и кислоты 3:1 образуется фосфат щелочного металла.

4. Растворимые кислоты взаимодействуют с амфотерными оксидами и гидроксидами.

Растворимая кислота + амфотерный оксид = соль + вода

Растворимая кислота + амфотерный гидроксид = соль + вода

5. Некоторые кислоты являются сильными восстановителями. Восстановителями являются кислоты, образованные неметаллами в минимальной или промежуточной степени окисления, которые могут повысить свою степень окисления (йодоводород HI, сернистая кислота H₂SO₃ и др.).

4H I — + 2 Cu +2 Cl₂ → 4HCl + 2 Cu + I + I₂ 0

6. Кислоты взаимодействуют с солями.

Кислота₁ + растворимая соль₁ = соль₂ + кислота₂/оксид + вода

Ag + NO₃ — + H + Cl — → Ag + Cl — ↓ + H + NO₃ —

7. Кислоты взаимодействуют с кислыми и основными солями. При этом более сильные кислоты вытесняют менее сильные из кислых солей. Либо кислые соли реагируют с кислотами с образованием более кислых солей.

кислая соль₁ + кислота₁ = средняя соль₂ + кислота₂/оксид + вода

KHCO₃ + HCl → KCl + CO₂ + H₂O

Ещё пример : гидрофосфат калия взаимодействует с фосфорной кислотой с образованием дигидрофосфата калия:

При взаимодействии основных солей с кислотами образуются средние соли. Более сильные кислоты также вытесняют менее сильные из солей.

Основные соли могут взаимодействовать с собственными кислотами. При этом вытеснения кислоты из соли не происходит, а просто образуются более средние соли.

Al (OH) Cl₂ + HCl → AlCl₃ + H₂O

8. Кислоты взаимодействуют с металлами.

При этом протекает окислительно-восстановительная реакция. Однако минеральные кислоты и кислоты-окислители взаимодействуют по-разному.

К минеральным кислотам относятся соляная кислота HCl, разбавленная серная кислота H₂SO₄, фосфорная кислота H₃PO₄, плавиковая кислота HF, бромоводородная HBr и йодоводородная кислоты HI.

Такие кислоты взаимодействуют только с металлами, расположенными в ряду активности до водорода:

При взаимодействии минеральных кислот с металлами образуются соль и водород:

минеральная кислота + металл = соль + H₂↑

Fe + 2 H + Cl → Fe +2 Cl₂ + H₂ 0

Сероводородная кислота H₂S, угольная H₂CO₃, сернистая H₂SO₃ и кремниевая H₂SiO₃ с металлами не взаимодействуют.

Кислоты-окислители (азотная кислота HNO₃ любой концентрации и серная концентрированная кислота H₂SO_4(конц)) при взаимодействии с металлами водород не образуют, т.к. окислителем выступает не водород, а азот или сера. Продукты восстановления азотной или серной кислот бывают различными. Определять их лучше по специальным правилам. Эти правила подробно разобраны в статье Окислительно-восстановительные реакции. Я настоятельно рекомендую выучить их наизусть.

9. Некоторые кислоты разлагаются при нагревании.

Угольная H₂CO₃, сернистая H₂SO₃ и азотистая HNO₂ кислоты разлагаются самопроизвольно, без нагревания:

Кремниевая H₂SiO₃, йодоводородная HI кислоты разлагаются при нагревании:

Азотная кислота HNO₃ разлагается при нагревании или на свету:

Источник

Чем обусловлены общие свойства всех растворимых кислот?

Чем обусловлены общие свойства всех растворимых кислот?

Способностью взаимодействовать со многими металлами, с вытеснением водорода из кислот : Fe + H2SO4 = H2 + FeSO4

На самом деле механизм большинства таких реакций заключается во взаимодействии металлов с ионами водорода, образующимися при диссоциации кислот в растворах :

далее происходит восстановление ионов водорода и окисление металла :

2H ( + ) + Zn = H2 + Zn(2 + ).

Какое из свойств воды обусловлено ее полярностью?

Какое из свойств воды обусловлено ее полярностью.

Какими свойствами она обладает?

Сообщение : чем обусловлены свойства воды?

Сообщение : чем обусловлены свойства воды?

Чем обусловлена эластичность кожи?

Чем обусловлена эластичность кожи?

Какие общим свойством обладают органические вещества?

Какие общим свойством обладают органические вещества?

Назовите общие свойства для популяции и организма?

Назовите общие свойства для популяции и организма.

Напишите общие свойства эвглены и хламидомонады?

Напишите общие свойства эвглены и хламидомонады.

Почему белки обладают гидрофобными свойствами?

Почему белки обладают гидрофобными свойствами.

Сравните их растворимость с фосфолипидами.

Побег лишнее, т. К. это начинающее расти растение.

У грызунов есть пара верхних и нижних резцов, которыми они откусывают пищу, коренные зубы с плоской жевательной поверхностью. Есть пустое пространство между резцами и коренными зубами. Передняя сторона резцов покрыто твердой эмалью, при поедании пи..

Лишайники являются сибиозом водоросли и гриба, а сам гриб входит в отдельное царство(грибы).

С. ААвв, Аавв Если обозначить признак голубых глаз (а), то D. АаВв, ааВВ.

Если кудрявые волосы и голубые глаза рецессивный признак. Ответ : аавв Если кудрявые волосы доминантные, голубые рецессивный ответ : ААвв, Аавв.

Источник

Уроки по неорганической химии для подготовки к ЕГЭ

Свойства простых веществ:

Свойства сложных веществ:

Особенности протекания реакций:

Химические свойства кислот

1. Сила кислот уменьшается в ряду:

Некоторые реакции, подтверждающие ряд кислот:

Во всех этих реакциях образуются либо осадок, либо (более) слабая кислота.

Если осадка не образуется и обе кислоты сильные (т.е. кислота, которая вступила в реакцию, и кислота, которая образовалась в результате реакции), то в растворе такие реакции не идут. Подобные реакции возможны только в случае образования сильных летучих кислот (HNO₃ и HCl) в реакциях с твердыми солями, а не растворами:

Аналогичным образом можно получить и слабую плавиковую кислоту:

HBr и HI (они также являются летучими) таким образом получать не удается, так как они окисляются концентрированной серной кислотой:

2. Летучесть кислот

Следующие кислоты являются летучими: HNO₃, HF, HCl, HBr, HI, H₂S, H₂Se.

Остальные кислоты являются нелетучими.

3. Сила кислот (способность к диссоциации)

4. Растворимость кислот в воде

Нерастворимыми кислотами являются: H₂SiO₃ и все высшие жирные кислоты, т.е. кислоты, содержащие 10 атомов углерода и больше. Например, C₁₇H₃₅COOH (стеариновая кислота).

5. Термическое разложение кислот

При нагревании разлагаются следующие кислоты:

6. Взаимодействие с основаниями (реакция нейтрализации)

Эти реакции идут, только если образующаяся соль существует в водном растворе, т.е. в таблице растворимости не должен стоять прочерк:

H₂S + Al(OH)₃ → реакция не идет, т.к. Al₂S₃ в водной среде разлагается (по сути, идет обратная реакция)

H₂S + Cr(OH)₃ → реакция не идет по той же причине.

Особенность кремниевой кислоты: из оснований она реагирует только с щелочами:

7. Взаимодействие с солями

Реакции с солями идут, если выделяется газ, выпадает осадок или образуется более слабая кислота:

8. Взаимодействие кислот-неокислителей с металлами

Металлы, стоящие в ряду активности металлов до водорода, взаимодействуют с кислотами-неокислителями с выделением водорода:

Источник

§ 27. Химические свойства кислот, оснований, солей в свете теории электролитической диссоциации

Оглавление

Теория электролитической диссоциации даёт единый подход к пониманию процессов, протекающих в растворах с участием электролитов — кислот, оснований, солей. Этот подход основан на том факте, что после растворения электролитов в воде получается раствор, содержащий катионы и анионы. Именно они принимают участие в химических реакциях.

Химические реакции в растворах электролитов — это реакции с участием ионов, образующихся в результате диссоциации электролитов.

Реакции между ионами в растворах без изменения степеней окисления атомов называют реакциями ионного обмена.

Условия необратимого протекания реакций ионного обмена в растворах электролитов

При смешивании растворов разных солей кальция с растворами фторидов разных металлов получается один и тот же осадок — фторид кальция CaF₂↓. Это происходит потому, что во всех случаях имеющиеся в растворах ионы кальция Ca 2+ реагируют с ионами фтора F – c образованием труднорастворимого вещества:

В связи с этим подумайте, почему минеральные воды, богатые растворимыми солями кальция, почти не содержат анионов фтора.

При действии соляной, серной, азотной кислот на карбонаты кальция, натрия и других металлов выделяется углекислый газ:

Во всех этих случаях при взаимодействии карбонат-ионов и ионов водорода H + образуется слабая кислота H₂CO₃:

Приведённые примеры позволяют сделать вывод, что реакции ионного обмена протекают необратимо в случае образования газообразных веществ, осадков труднорастворимых веществ или малодиссоциирующих соединений — слабых электролитов.

В соответствии с принципом Ле Шателье выделение газа, образование осадка вызывает удаление продукта реакции из реакционной смеси — раствора, что и обеспечивает полное протекание реакции.

Реакции в растворах описывают уравнениями в трёх формах: молекулярной, полной ионной и сокращённой ионной. Во всех уравнениях слабые электролиты, газы и малорастворимые вещества изображают молекулярными формулами, например H₂O, H₂, Fe(OH)₂, независимо от их строения (молекулярного или немолекулярного).

Сущность протекающих процессов наиболее чётко выражается при записи уравнений реакций электролитов в ионной форме. Для этого вначале составляем уравнение реакции в молекулярной форме:

а затем — уравнение в полной ионной форме, указывая сильные электролиты в виде ионов, образующиеся газообразные и малодиссоциирующие соединения, в данном случае воду, в виде молекул:

а нерастворимые соединения немолекулярного строения в виде формульных единиц.

Для составления уравнения в сокращённой ионной форме исключаем из обеих частей уравнения ионы, не участвующие в реакции:

2H + + 2OH – = 2H₂O или H + + OH – = H₂O.

Уравнение реакции в сокращённой ионной форме полностью выражает химическую суть происходящего взаимодействия.

Уравнения в сокращённой ионной форме не только относятся к одной конкретной реакции между определёнными веществами, но и охватывают группу аналогичных реакций. В этом их основная ценность и обобщающее значение.

Рассмотрим химические свойства кислот, оснований и солей с позиции теории электролитической диссоциации.

*Реакции в растворах с участием ионов

Напомним, что, помимо реакций ионного обмена, ионы могут также принимать участие в окислительно-восстановительных реакциях:

Реакции ионного обмена между солями с образованием осадков протекают во всех случаях, когда растворимость реагентов выше, чем растворимость одного из продуктов. В случае реакции растворимых реагентов в осадок будут выпадать как нерастворимые, так и малорастворимые продукты.

Приведём несколько примеров составления уравнений реакций с участием ионов.

Рассмотрим реакцию с образованием труднорастворимого вещества.

Пример 1. Составьте уравнения реакции обмена, протекающей в растворе между хлоридом железа(III) FeCl₃ и гидроксидом калия KOH, в молекулярной, полной и сокращённой ионной формах.

Составим уравнение реакции в молекулярной форме:

Составим уравнение реакции в полной ионной форме:

Запишем уравнение реакции в сокращённой ионной форме:

В результате взаимодействия катионов Fe 3+ и анионов ОН – образуется красновато-коричневый осадок нерастворимого основания — гидроксида железа(III) Fe(OH)₃.

Рассмотрим реакцию с образованием газообразного продукта.

Пример 2. Составьте уравнения реакции между гидрокарбонатом натрия NaHCO₃ и соляной кислотой HCl в молекулярной, полной и сокращённой ионной формах.

Na + + + H + + Cl – = Na + + Cl – + H₂O + CO₂↑.

Результатом взаимодействия катионов H + и анионов является образование жидкого и газообразного продуктов реакции — H₂O и CO₂.

Реакции промежуточного образования и немедленного разложения молекул слабой и нестойкой угольной кислоты H₂CO₃ здесь не приведены. Напишите их самостоятельно.

Рассмотрим реакцию с образованием слабо диссоциирующего вещества.

Пример 3. Составьте уравнения реакции между оксидом меди(II) CuO и серной кислотой H₂SO₄ в молекулярной, полной и сокращённой ионной формах.

CuO + 2H + = Cu 2+ + H₂O.

Растворение чёрного осадка оксида меди(II) с образованием голубого раствора является признаком химической реакции, которая протекает в результате действия катионов водорода H + серной кислоты на осадок CuO с образованием слабого электролита — молекул воды и катионов Cu 2+ в составе растворимой соли меди(II) CuSO₄.

Определим возможность протекания реакции.

Пример 4. Установите, взаимодействуют ли в растворе хлорид натрия NaCl и ацетат калия CH₃COOK:

NaCl + CH₃COOK = CH₃COONa + KCl.

Составим уравнение реакции в полной ионной форме:

Общие химические свойства кислот

Кислоты — это электролиты, при диссоциации которых в качестве катионов образуются только катионы водорода.

Таблица 17. Химические свойства кислот в свете теории электролитической диссоциации

Таким образом, катион водорода Н + в растворах кислот обеспечивает протекание основных реакций этого класса соединений. Вывод подтверждается отсутствием анионов кислотных остатков в сокращённых ионных уравнениях всех реакций ионного обмена с участием ионов водорода. Анионы кислотных остатков отвечают только за специфические свойства конкретных кислот: окислительные, восстановительные, участие в реакциях обмена с выпадением нерастворимых солей этих анионов и др.

Кислоты образуют в водных растворах избыток катионов H + (катионов гидроксония H₃O + ) и создают кислую среду.

После реакции катиона H + с анионами и S 2– ограниченно растворимые газообразные вещества CO₂ (после распада нестойкой кислоты H₂CO₃) и H₂S образуются с характерным «вскипанием» раствора и выделением пузырьков газа. Нерастворимая в воде кремниевая кислота H₂SiO₃ выпадает в осадок.

Общие химические свойства оснований

Щёлочи — это электролиты, при диссоциации которых в качестве анионов образуются только гидроксид-ионы. Их общие реакции представлены в таблице 18.

Таблица 18. Химические свойства щелочей в свете теории электролитической диссоциации

Нерастворимые в воде основания могут растворяться в кислотах, например:

Щёлочи вступают в реакцию не только с сильными, но и со слабыми, а также нерастворимыми в воде кислотами:

Таким образом, анион OН – в растворах щелочей обеспечивает протекание основных реакций этого класса соединений. Этот вывод подтверждается отсутствием катионов металлов в сокращённых ионных уравнениях всех реакций ионного обмена с участием щелочей. Катионы металлов отвечают только за специфические свойства конкретных щелочей: растворимость, участие в реакциях обмена с выпадением нерастворимых солей этих катионов и др.

Общие химические свойства солей

Химические свойства и реакции солей в растворах обусловлены главным образом реакциями их ионов. В результате взаимодействия солей слабых кислот с сильными кислотами образуются слабые кислоты — протекает реакция ионного обмена, при котором происходит вытеснение кислоты из её соли более сильной кислотой.

Реакции солей со щелочами приводят к осаждению нерастворимых в воде оснований, выделению аммиака из солей аммония и образованию средних солей из кислых солей.

В водных растворах соли вступают в реакции ионного обмена с другими солями, а также в реакции замещения с более активными металлами. Типичные реакции с участием солей в растворах приведены в таблице 19.

Таблица 19. Химические свойства солей в свете теории электролитической диссоциации

С позиции теории электролитической диссоциации химические свойства растворов солей обусловлены реакциями с участием катионов металлов (или аммония) и анионов кислотных остатков.

Химические свойства растворов электролитов (кислот, оснований, солей) обусловлены реакциями ионов, образующихся при их диссоциации.

Реакции ионного обмена протекают необратимо в случае образования газообразных веществ, осадков труднорастворимых веществ или малодиссоциирующих соединений — слабых электролитов.

Вопросы, задания, задачи

2. C какими из перечисленных соединений и простых веществ реагирует разбавленная серная кислота: HCl, Na₂SO₄, NaHSO₃, Ba(OH)₂, NH₃, LiOH, CO₂, SO₂? Составьте уравнения возможных химических реакций в молекулярной, полной и сокращённой ионной формах.

4. Составьте в молекулярной и полной ионной формах уравнения химических реакций в соответствии с уравнениями:

5. Укажите реагенты и индикаторы, с помощью которых можно различить растворы Ca(OH)₂ и H₂SO₄: лакмус, метилоранж, фенолфталеин, универсальная индикаторная бумага, CO₂, BaCl₂, CuCl₂, Fe (опилки), NaHCO₃, KF, FeCl₃, H₃PO₄. Укажите качественные признаки реакций, напишите их уравнения в молекулярной, полной и сокращённой ионной формах.

6. Определите массу меди, которую можно выделить из 1 дм ₃ раствора CuCl₂ с концентрацией 0,07 моль/дм 3 железными опилками, взятыми в избытке, если таким образом извлекают 95 % металла.

10. Используя данные задачи 9, рассчитайте массу осадка BaSO₄, а также массу образовавшегося раствора йодоводорода и массовую долю HI в нём.

*Вопросы, задания, задачи

1. Даны растворы веществ: NaOH, HCl, NaCl, KOH, HNO₃, Ca(OH)₂, NH₃, CO₂, SO₂, СH₃СOOH, HNO₂, HF. Распределите перечисленные растворы в три ряда:

2. C какими веществами реагирует разбавленная серная кислота: HCl, Na₂SO₄, NaHSO₃, Ba(OH)₂, NH₃, LiOH, CO₂, SO₂? Составьте уравнения возможных химических реакций в молекулярной, полной и сокращённой ионной формах.

3. Завершите уравнения химических реакций в молекулярной форме и запишите их в сокращённой ионной форме:

Укажите условия протекания этих реакций.

4. Укажите реагенты и индикаторы, с помощью которых можно различить растворы Ca(OH)₂ и H₂SO₄: лакмус, метилоранж, фенолфталеин, универсальная индикаторная бумага, CO₂, BaCl₂, CuCl₂, Fe (опилки), NaHCO₃, KF, FeCl₃, H₃PO₄. Укажите качественные признаки реакций, напишите их уравнения в молекулярной, полной и сокращённой ионной формах.

6. Какие из пар ионов будут реагировать между собой с образованием осадков, а какие с образованием малодиссоциирующих веществ молекулярного строения:

10. Вычислите массу Na₂CO₃ (компонент стирального порошка), необходимую для осаждения всех катионов кальция и магния из воды (для стирки белья) объёмом 20 дм 3 с молярной концентрацией суммы катионов кальция и магния, равной 0,0035 моль/дм 3 (норма предельной жёсткости для водопроводной воды). Составьте уравнения соответствующих реакций в сокращённой ионной форме.

1. Реакции обмена в растворах электролитов протекают необратимо, если:

2. Уравнение реакции в сокращённой ионной форме H + + ОН – = H₂O описывает взаимодействие:

3. Общие свойства для растворов обоих приведённых в паре электролитов в свете теории электролитической диссоциации обусловлены:

4. В растворе могут сосуществовать в значительных количествах ионы:

5. В ионных уравнениях реакций в виде ионов не представляют:

Источник