13. Водные растворы. Растворимость и диссоциация веществ. Ионный обмен. Гидролиз солей Растворимость веществ в воде

1 13. Водные растворы. Растворимость и диссоциация веществ. Ионный обмен. Гидролиз солей Растворимость веществ в воде Раствор это гомогенная система, состоящая из двух или более веществ, содержание которых можно изменять в определенных пределах без нарушения однородности. Водные растворы состоят из воды (растворителя) и растворенного вещества. Состояние веществ в водном растворе при необходимости обозначается нижним индексом (р), например, KNO 3 в растворе KNO 3(p). Растворы, которые содержат малое количество растворенного вещества, часто называют разбавленными, а растворы с высоким содержанием растворенного вещества концентрированными. Раствор, в котором возможно дальнейшее растворение вещества, называется ненасыщенным, а раствор, в котором вещество перестает растворяться при данных условиях, насыщенным. Последний раствор всегда находится в контакте (в гетерогенном равновесии) с нерастворившимся веществом (один кристалл или более). В особых условиях, например при осторожном (без перемешивания) охлаждении горячего ненасыщенного раствора твердого вещества, может образоваться пересыщенный раствор. При введении кристалла вещества такой раствор разделяется на насыщенный раствор и осадок вещества. В соответствии с химической теорией растворов Д. И. Менделеева растворение вещества в воде сопровождается, во-первых, разрушением химических связей между молекулами (межмолекулярные связи в ковалентных веществах) или между ионами (в ионных веществах), и, таким образом, частицы вещества смешиваются с водой (в которой также разрушается часть водородных связей между молекулами). Разрыв химических связей совершается за счет тепловой энергии движения молекул воды, при этом происходит затрата энергии в форме теплоты. Во-вторых, попав в воду, частицы (молекулы или ионы) вещества подвергаются гидратации. В результате образуются гидраты соединения неопределенного состава между частицами вещества и молекулами воды (внутренний состав самих частиц вещества при растворении не изменяется). Такой процесс сопровождается выделением энергии в форме теплоты за счет образования новых химических связей в гидратах. В целом раствор либо охлаждается (если затрата теплоты превосходит ее выделение), либо нагревается (в противном случае); иногда при равенстве затраты теплоты и ее выделения температура раствора остается неизменной. Многие гидраты оказываются настолько устойчивыми, что не разрушаются и при полном выпаривании раствора. Так, известны твердые кристаллогидраты солей CuSO 4 5Н 2 O, Na 2 CO 3 10Н 2 O, KAl(SO 4 ) 2 12Н 2 O и др. Содержание вещества в насыщенном растворе при Т = const количественно характеризует растворимость этого вещества. Обычно растворимость выражается массой растворенного вещества, приходящейся на 100 г воды, например 65,2 г КBr/100 г Н 2 O при 20 C. Следовательно, если 70 г твердого бромида калия ввести в 100 г воды при 20 C, то 65,2 г соли перейдет в раствор (который будет насыщенным), а 4,8 г твердого КBr (избыток) останется на дне стакана. Следует запомнить, что содержание растворенного вещества в насыщенном растворе равно, в ненасыщенном растворе меньше и в пересыщенном растворе больше его растворимости при данной температуре. Так, раствор, приготовленный при 20 C из 100 г воды и сульфата натрия Na 2 SO 4 (растворимость 19,2 г/100 г Н 2 O), при содержании 15,7 г соли ненасыщенный; 19.2 г соли насыщенный; 2O.3 г соли пересыщенный. Растворимость твердых веществ (табл. 14) обычно увеличивается с ростом температуры (КBr, NaCl), и лишь для некоторых веществ (CaSO 4, Li 2 CO 3 ) наблюдается обратное.

2 Растворимость газов при повышении температуры падает, а при повышении давления растет; например, при давлении 1 атм растворимость аммиака составляет 52,6 (20 C) и 15,4 г/100 г Н 2 O (80 C), а при 20 C и 9 атм она равна 93,5 г/100 г Н 2 O. В соответствии со значениями растворимости различают вещества: хорошо растворимые, масса которых в насыщенном растворе соизмерима с массой воды (например, КBr при 20 C растворимость 65,2 г/100 г Н 2 O; 4,6М раствор), они образуют насыщенные растворы с молярностью более чем 0,1М; малорастворимые, масса которых в насыщенном растворе значительно меньше массы воды (например, CaSO 4 при 20 C растворимость 0,206 г/100 г Н 2 O; 0,015М раствор), они образуют насыщенные растворы с молярностью 0,1 0,001М; практически нерастворимые, масса которых в насыщенном растворе пренебрежимо мала по сравнению с массой растворителя (например, AgCl при 20 C растворимость 0,00019 г на 100 г Н 2 O; 0, М 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

3 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) Электролитическая диссоциация Растворение любого вещества в воде сопровождается образованием гидратов. Если при этом в растворе не происходит формульных изменений у частиц растворенного вещества, то такие вещества относят к неэлектролитам. Ими являются, например, газ азот N 2, жидкость хлороформ СНCl 3, твердое вещество сахароза C 12 Н 22 О 11, которые в водном растворе существуют в виде гидратов их молекул. Известно много веществ (в общем виде МА), которые после растворения в воде и образования гидратов молекул MA nн 2 O претерпевают существенные формульные изменения. В результате в растворе появляются гидратированные ионы катионы М + nн 2 O и анионы А nн 2 O:

4 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

5 диссоциации и обозначается α 1, всегда α > 0. Для сильных электролитов α = 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 α «С 1 (100 %). Для слабых кислот Н n А степень диссоциации по каждой следующей ступени резко уменьшается по сравнению с предыдущей: Степень диссоциации зависит от природы и концентрации электролита, а также от температуры раствора; она растет при уменьшении концентрации вещества в растворе (т. е. при разбавлении раствора) и при нагревании. В разбавленных растворах сильных кислот Н n А их гидроанионы Н n-1 А не существуют, например: B концентрированных растворах содержание гидроанионов (и даже исходных молекул) становится заметным: (суммировать уравнения стадий обратимой диссоциации нельзя!). При нагревании значения α 1 и α 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: 1 Буквой α (альфа) обозначают степень протекания любых обратимых реакций, в том числе и степень гидролиза солей (см. 13.5)

6 В разбавленном водном растворе (условно до 10 %-ного или 0,1-молярного) эти кислоты диссоциируют полностью. Для сильных кислот Н n А в список вошли их гидроанионы (анионы кислых солей), также диссоциирующие полностью в этих условиях. Распространенные слабые кислоты: Основания это электролиты, которые при диссоциации поставляют в водный раствор гидроксид-ионы и никаких других отрицательных ионов не образуют: Диссоциация малорастворимых оснований Mg(OH) 2, Cu(OH) 2, Mn(OH) 2, Fe(OH) 2 и других практического значения не имеет. К сильным основаниям (щелочам) относятся NaOH, КОН, Ва(ОН) 2 и некоторые другие.

7 Самым известным слабым основанием является гидрат аммиака NH 3 Н 2 O. Средние соли это электролиты, которые при диссоциации поставляют в водный раствор любые катионы, кроме Н +, и любые анионы, кроме ОН - : Речь идет только о хорошо растворимых солях. Диссоциация малорастворимых и практически нерастворимых солей значения не имеет. Аналогично диссоциируют двойные соли: Кислые соли (большинство из них растворимы в воде) диссоциируют полностью по типу средних солей: Образующиеся гидроанионы подвергаются, в свою очередь, воздействию воды: а) если гидроанион принадлежит сильной кислоте, то он сам диссоциирует также полностью: и полное уравнение диссоциации запишется в виде: (растворы таких солей обязательно будут кислыми, как и растворы соответствующих кислот); б) если гидроанион принадлежит слабой кислоте, то его поведение в воде двойственно либо неполная диссоциация по типу слабой кислоты: либо взаимодействие с водой (называемое обратимым гидролизом):

8 При α 1 > α 2 преобладает диссоциация (и раствор соли будет кислым), а при α 1 > α 2 гидролиз (и раствор соли будет щелочным). Так, кислыми будут растворы солей с анионами HSO 3 -, H 2 PO 4 -, H 2 AsO 4 - и HSeO 3 -, растворы солей с другими анионами (их большинство) будут щелочными. Другими словами, название «кислые» для солей с большинством гидроанионов не предполагает, что эти анионы будут вести себя в растворе как кислоты (гидролиз гидроанионов и расчет отношения между α 1 и а 2 изучаются только в высшей школе). Оснóвные соли MgCl(OH), Cu 2 CO 3 (OH) 2 и другие в своем большинстве практически нерастворимы в воде, и обсуждать их поведение в водном растворе невозможно Диссоциация воды. Среда растворов Сама вода это очень слабый электролит: Концентрации катиона Н + и аниона ОН - в чистой воде весьма малы и составляют моль/л при 25 C. Катион водорода Н + представляет собой простейшее ядро протон р + (электронная оболочка катиона Н + пустая, 1s 0 ). У свободного протона велики подвижность и проникающая способность, в окружении полярных молекул Н 2 O он не может оставаться свободным. Протон тут же присоединяется к молекуле воды: В дальнейшем для простоты оставляется запись Н + (но подразумевается Н 3 O + ). 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:

9 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 ( 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 Реакции ионного обмена 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

10 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 (СаF 2, PbI 2, Ag 2 SO 4, AlPO 4 и т. д.). В табл. 15 не указаны карбонаты средние соли с анионом CO Следует иметь в виду, что: 1) К 2 СO 3, (NH 4 ) 2 CO 3 и Na 2 CO 3 растворимы в воде; 2) Ag 2 CO 3, ВаСO 3 и СаСO 3 практически нерастворимы в воде и выпадают в осадок как таковые, например: 3) соли остальных катионов, такие как MgCO 3, CuCO 3, FeCO 3, ZnCO 3 и другие, хотя и нерастворимы в воде, но не осаждаются из водного раствора при проведении ионных реакций (т. е. их нельзя получить этим способом). Например, карбонат железа (II) FeCO 3, полученный «сухим путем» или взятый в виде минерала сидерит, при внесении в воду осаждается без видимого взаимодействия. Однако при попытке его получения по обменной реакции в растворе между FeSO 4 и К 2 СO 3 выпадает осадок основной соли (приведен условный состав, на практике состав более сложный) и выделяется углекислый газ: Аналогично FeCO 3, сульфид хрома (III) Cr 2 S 3 (нерастворимый в воде) не осаждается из раствора:

11 В табл. 15 не указаны также соли, которые разлагаются водой сульфид алюминия Al 2 S 3 (а также BeS) и ацетат хрома (III) Cr(СН 3 СОО) 3 : Следовательно, эти соли также нельзя получить по обменной реакции в растворе: (в последней реакции состав осадка более сложный; подробнее такие реакции изучают в высшей школе). Примеры реакций с выделением газов: Примеры реакций с образованием слабых электролитов: Если реагенты и продукты обменной реакции не являются сильными электролитами, ионный вид уравнения отсутствует, например:

12 13.5. Гидролиз солей 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 α = 1, или 100 %); 2) собственно гидролиз, т. е. взаимодействие ионов соли с водой, обратимая реакция (степень гидролиза α < 1, или 100 %). Уравнения 1-го и 2-го этапов первый из них необратим, второй обратим складывать нельзя! Отметим, что соли, образованные катионами щелочей и анионами сильных кислот, гидролизу не подвергаются, они лишь диссоциируют при растворении в воде. В растворах солей КCl, NaNO 3, Na 2 SO 4 и BaI 2 среда нейтральная. В случае взаимодействия аниона растворенной соли с водой процесс называется гидролизом соли по аниону. 1) 2) Диссоциация соли KNO 2 протекает полностью, гидролиз аниона NO 2 в очень малой степени (для 0,1М раствора на 0,0014 %), но этого оказывается достаточно, чтобы раствор стал щелочным (среди продуктов гидролиза присутствует ион ОН - ), в нем рн = 8,14. Гидролизу подвергаются анионы только слабых кислот (в данном примере нитрит-ион NO 2 -, отвечающий слабой азотистой кислоте HNO 2 ). Анион слабой кислоты притягивает к себе катион водорода, имеющийся в воде, и образует молекулу этой кислоты, а гидроксид-ион остается свободным: Список гидролизующихся анионов: Примеры: а) б)

13 в) г) д) Обратите внимание, что в примерах (в д) нельзя увеличивать число молекул воды и вместо гидроанионов (HCO 3 -, HPO 4 2-, HS - ) писать формулы соответствующих кислот (Н 2 СO 3, Н 3 РO 4, H 2 S). Гидролиз обратимая реакция, и протекать «до конца» (до образования кислоты Н n А) он не может. Если бы такая неустойчивая кислота, как Н 2 СO 3, образовалась в растворе своей соли Na 2 CO 3, то наблюдалось бы выделение из раствора газа СO 2 (Н 2 СO 3 = СO 2 + Н 2 O). Однако при растворении соды в воде образуется прозрачный раствор без газовыделения, что является свидетельством неполноты протекания гидролиза аниона СО с появлением в растворе только гидроаниона угольной кислоты HCOg. Степень гидролиза соли по аниону зависит от степени диссоциации продукта гидролиза кислоты (HNO 2, НClO, HCN) или ее гидроаниона (HCO 3 -, HPO 4 2-, HS - ); чем слабее кислота, тем выше степень гидролиза. Например, ионы СО 3 2-, РО 4 3- и S 2- подвергаются гидролизу в большей степени (в 0,1 М растворах

5 %, 37 % и 58 % соответственно), чем ион NO 2, так как диссоциация Н 2 СO 3 и H 2 S по 2-й ступени, а Н 3 РO 4 по 3-й ступени (т. е. диссоциация ионов HCO 3 -, HS - и HPO 4 2- ) протекает значительно меньше, чем диссоциация кислоты HNO 2. Поэтому растворы, например, Na 2 CO 3, К 3 РO 4 и BaS будут сильнощелочными (в чем легко убедиться по мылкости раствора соды на ощупь). Избыток ионов ОН в растворе легко обнаружить индикатором или измерить специальными приборами (рн-метрами). Если в концентрированный раствор сильно гидролизующейся по аниону соли, например Na 2 CO 3, внести алюминий, то последний (вследствие амфотерности) прореагирует с ОН - и будет наблюдаться выделение водорода. Это дополнительное доказательство протекания гидролиза иона СО 3 2- (ведь в раствор Na 2 CO 3 мы не добавляли щелочь NaOH!). В случае взаимодействия катиона растворенной соли с водой процесс называется гидролизом соли по катиону: Диссоциация соли Ni(NO 3 ) 2 протекает полностью, гидролиз катиона Ni 2+ в очень малой степени (для 0,1 М раствора на 0,001 %), но этого оказывается достаточно, чтобы раствор стал кислым (среди продуктов гидролиза присутствует ион Н + ), в нем рн = 5,96.

14 Гидролизу подвергаются катионы только малорастворимых основных и амфотерных гидроксидов и катион аммония NH + 4. Гидролизуемый катион притягивает к себе анион ОН -, имеющийся в воде, и образует соответствующий гидроксокатион, а катион Н + остается свободным: Катион аммония в этом случае образует слабое основание гидрат аммиака: Список гидролизующихся катионов: Примеры: а) б) в) г) Обратите внимание, что в примерах (а в) нельзя увеличивать число молекул воды и вместо гидроксокатионов FeOH 2+, CrOH 2+, ZnOH + писать формулы гидроксидов FeO(OH), Cr(OH) 3, Zn(OH) 2. Если бы гидроксиды образовались, то из растворов солей FeCl 3, Cr 2 (SO 4 ) 3 и ZnBr 2 выпали бы осадки, чего не наблюдается (эти соли образуют прозрачные растворы). Избыток катионов Н + легко обнаружить индикатором или измерить специальными приборами. Можно также проделать такой опыт. В концентрированный раствор сильно гидролизующейся по катиону соли, например AlCl 3 : вносится магний или цинк. Последние прореагируют с Н + :

15 и будет наблюдаться выделение водорода. Этот опыт дополнительное свидетельство протекания гидролиза катиона Al 3+ (ведь в раствор AlCl 3 мы не добавляли кислоту!). 1. Сильный электролит это 1) С 6 Н 5 ОН 2) СН 3 СООН 3) С 2 Н 4 (ОН) 2 4) К(НСОО) 2. Слабый электролит это 1) иодоводород 2) фтороводород 3) сульфат аммония 4) гидроксид бария Примеры заданий частей А, В 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. Н 3 РO 4 5. H 2 SeO 3 6. H 4 SiO 4 7. HF сумма коэффициентов равна 1) 3 2) 6 3) 9 4) Для уравнений диссоциации в растворе двух щелочей набора 8. NaOH, Ва(ОН) 2 9. Sr(OH) 2, Са(ОН) КОН, LiOH 11. CsOH, Са(ОН) 2 общая сумма коэффициентов составляет 1) 5 2) 6 3) 7 4) В известковой воде содержится набор частиц 1) СаОН+, Са 2+, ОН - 2) Са 2+, ОН -, Н 2 O 3) Са 2+, Н 2 O, О 2-4) СаОН +, О 2-, Н+

16 При диссоциации одной формульной единицы соли 13. NH 4 NO К 2 Cr 2 O Al(NO 3 ) Cr 2 (SO 4 ) 3 число образующихся ионов равно 1) 2 2) 3 3) 4 4) Наибольшее количество иона РО -3 4 можно обнаружить в растворе, содержащем 0,1 моль 1) NaH 2 PO 4 2) NaHPO 4 3) Н 3 РO 4 4) Na 3 PO Реакция с выпадением осадка это 1) MgSO 4 + H 2 SO 4 2) AgF + HNO 3 3) Na 2 HPO 4 + NaOH 4) Na 2 SiO 3 + HCl 19. Реакция с выделением газа это 1) NaOH + СН 3 СООН 2) FeSO 4 + КОН 3) NaHCO 3 + HBr 4) Pl(NO 3 ) 2 + Na 2 S 20. Краткое ионное уравнение ОН - + Н + = Н 2 O отвечает взаимодействию 1) Fe(OH) 2 + НCl 2) NaOH + HNO 2 3) NaOH + HNO 3 4) Ва(ОН) 2 + KHSO В ионном уравнении реакции SO 2 + 2OН = SO Н 2 O ион ОН - может отвечать реагенту 1) Cu(ОН) 2 2) Н 2 O 3) LiOH 4) С 6 Н 5 ОН Ионное уравнение 22. ЗСа РO 4 3- = Са 3 (РO 4 ) Са 2+ + НРO 4 2- = СаНРO 4 соответствует реакции между 1) Са(ОН) 2 и К 3 РO 4 2) СаCl 2 и NaH 2 PO 4 3) Са(ОН) 2 и Н 3 РО 4 4) СаCl и К 2 НРO 4

17 В молекулярном уравнении реакции 24. Na 3 PO 4 + AgNO Na 2 S + Cu(NO 3 ) Ca(HSO 3 ) 2 [p-p, t] 27. K 2 SO 3 + 2HBr сумма коэффициентов равна 1) 4 2) 5 3) 7 4) Для реакции полной нейтрализации 28. Fe(OH) 2 + HI 29. Ва(ОН) 2 + H 2 S сумма коэффициентов в полном ионном уравнении составляет 1) 6 2) 8 3) 10 4) В кратком ионном уравнении реакции 30. NaF + AlCl К 2 СO 3 + Sr(NO 3 ) Mgl 2 + К 3 РO Na 2 S + H 2 SO 4 сумма коэффициентов равна 1) 3 2) 4 3) 5 4) В водном растворе соли 34. Са(ClO 4 ) AgF 36. Fe 2 (SO 4 ) 3 образуется среда 1) кислотная 2) нейтральная 3) щелочная 4) любая 37. Концентрация гидроксид-иона увеличивается после растворения в воде соли 1) CsNO 3 2) SrCl 2 3) NaCN 4) KHSO Нейтральная среда будет в конечном растворе после смешивания растворов исходных солей в наборах 1) ВаCl 2, Fe(NO 3 ) 3 2) Na 2 CO 3, SrS 3) BaS, ZnSO 4 4) MgCl 2, RbNO Установите соответствие между солью и ее способностью к гидролизу.

18 40. Установите соответствие между солью и средой раствора. 41. Установите соответствие между солью и концентрацией катиона водорода после растворения соли в воде. Ответы , А-3, Б-2, В-4, Г А-3, Б-1, В-3, Г А-4, Б-3, В-4, Г-1.