Na iooniline võrrand. Elektrolüütide lahused

Kui tugev hape neutraliseeritakse tugeva alusega, vabaneb iga moodustunud veemooli kohta umbes soojust:

See viitab sellele, et sellised reaktsioonid taandatakse üheks protsessiks. Selle protsessi võrrandi saame, kui vaatleme üksikasjalikumalt ühte antud reaktsioonidest, näiteks esimest. Kirjutame selle võrrandi kirjutamise teel ümber tugevad elektrolüüdid ioonsel kujul, kuna need esinevad lahuses ioonide kujul ja nõrgad - molekulaarsel kujul, kuna need on lahuses peamiselt molekulide kujul (vesi on väga nõrk elektrolüüt, vt § 90):

Arvestades saadud võrrandit, näeme, et ioonid ei muutunud reaktsiooni käigus. Seetõttu kirjutame võrrandi uuesti ümber, kõrvaldades need ioonid võrrandi mõlemalt poolelt. Saame:

Seega taanduvad mis tahes tugeva happe neutraliseerimise reaktsioonid mis tahes tugeva alusega samale protsessile - veemolekulide moodustumisele vesinikioonidest ja hüdroksiidioonidest. On selge, et ka nende reaktsioonide termiline mõju peab olema sama.

Rangelt võttes on ioonidest vee moodustumise reaktsioon pöörduv, mida saab väljendada võrrandiga

Kuid nagu me allpool näeme, on vesi väga nõrk elektrolüüt ja dissotsieerub vaid vähesel määral. Teisisõnu, veemolekulide ja ioonide vaheline tasakaal on tugevalt nihkunud molekulide tekke suunas. Seetõttu kulgeb praktikas tugeva happe neutraliseerimise reaktsioon tugeva alusega lõpuni.

Mis tahes hõbedasoola lahuse segamisel vesinikkloriidhappe või selle soolade lahusega moodustub alati iseloomulik valge juustujas hõbekloriidi sade:

Sellised reaktsioonid taanduvad samuti ühele protsessile. Selle ioon-molekulaarse võrrandi saamiseks kirjutame ümber näiteks esimese reaktsiooni võrrandi, kirjutades tugevad elektrolüüdid, nagu eelmises näites, ioonsel kujul ja settes oleva aine molekulaarsel kujul:

Nagu näha, ei muutu ioonid reaktsiooni käigus. Seetõttu välistame need ja kirjutame võrrandi uuesti ümber:

See on vaadeldava protsessi ioon-molekulaarne võrrand.

Siin tuleb ka meeles pidada, et hõbekloriidi sade on tasakaalus lahuses olevate ioonidega, nii et viimase võrrandiga väljendatud protsess on pöörduv:

Hõbekloriidi vähese lahustuvuse tõttu on see tasakaal aga väga tugevalt paremale nihkunud. Seetõttu võime eeldada, et ioonidest moodustumise reaktsioon on peaaegu lõppenud.

Sademe teket täheldatakse alati, kui ühes lahuses on märkimisväärsed kontsentratsioonid ja ioonid. Seetõttu on hõbeioonide abil võimalik tuvastada ioonide olemasolu lahuses ja vastupidi, kloriidiioonide abil - hõbeioonide olemasolu; Ioon võib toimida iooni reagendina ja ioon võib olla iooni reagent.

Tulevikus hakkame elektrolüüte hõlmavate reaktsioonide jaoks laialdaselt kasutama võrrandite kirjutamise ioon-molekulaarset vormi.

Ioon-molekulaarsete võrrandite koostamiseks peate teadma, millised soolad on vees lahustuvad ja millised praktiliselt lahustumatud. üldised omadused Tähtsamate soolade lahustuvus vees on toodud tabelis. 15.

Tabel 15. Olulisemate soolade lahustuvus vees

Ioon-molekulaarvõrrandid aitavad mõista elektrolüütide vaheliste reaktsioonide omadusi. Vaatleme näitena mitmeid reaktsioone, mis toimuvad nõrkade hapete ja aluste osalusel.

Nagu juba mainitud, kaasneb mis tahes tugeva happe neutraliseerimisega mis tahes tugeva alusega sama termiline efekt, kuna see taandub samale protsessile - veemolekulide moodustumisele vesinikioonidest ja hüdroksiidioonidest.

Tugeva happe neutraliseerimisel nõrga alusega või nõrga happe tugeva või nõrga alusega on termilised mõjud erinevad. Kirjutame selliste reaktsioonide jaoks ioon-molekulaarvõrrandid.

Nõrga happe (äädikhappe) neutraliseerimine tugeva alusega (naatriumhüdroksiid):

Siin on tugevad elektrolüüdid naatriumhüdroksiid ja sellest tulenev sool ning nõrgad elektrolüüdid on hape ja vesi:

Nagu näha, ei muutu reaktsiooni käigus ainult naatriumioonid. Seetõttu on ioon-molekulaarne võrrand järgmine:

Tugeva happe (lämmastiku) neutraliseerimine nõrga alusega (ammooniumhüdroksiid):

Siin tuleb kirjutada hape ja sellest tulenev sool ioonide kujul ning ammooniumhüdroksiid ja vesi molekulide kujul:

Ioonid ei muutu. Kui need välja jätta, saame ioon-molekulaarse võrrandi:

Nõrga happe (äädikhape) neutraliseerimine nõrga alusega (ammooniumhüdroksiid):

Selles reaktsioonis on kõik ained, välja arvatud need, mis tekivad, nõrgad elektrolüüdid. Seetõttu näeb võrrandi ioon-molekulaarne vorm välja järgmine:

Saadud ioon-molekulaarvõrrandeid omavahel võrreldes näeme, et need on kõik erinevad. Seetõttu on selge, et ka vaadeldavate reaktsioonide kuumused on erinevad.

Nagu juba märgitud, kulgevad tugevate hapete neutraliseerimise reaktsioonid tugevate alustega, mille käigus vesinikuioonid ja hüdroksiidioonid ühinevad, moodustades veemolekuli, peaaegu lõpuni. Neutraliseerimisreaktsioonid, mille puhul vähemalt üks lähteaine on nõrk elektrolüüt ja milles nõrgalt seotud ainete molekulid ei esine mitte ainult ioon-molekulaarvõrrandi paremal, vaid ka vasakul küljel, ei jõua lõpuni. .

Nad jõuavad tasakaaluseisundisse, kus sool eksisteerib koos happe ja alusega, millest see tekkis. Seetõttu on õigem kirjutada selliste reaktsioonide võrrandid pöörduvate reaktsioonidena.

Enamik keemilisi reaktsioone toimub lahustes. Elektrolüütide lahused sisaldavad ioone, nii et reaktsioonid elektrolüütide lahustes taanduvad tegelikult ioonidevahelistele reaktsioonidele.
Ioonide vahelisi reaktsioone nimetatakse ioonreaktsioonideks ja selliste reaktsioonide võrrandeid nimetatakse ioonvõrranditeks.
Ioonvõrrandite koostamisel tuleks juhinduda sellest, et kergelt dissotsieeruvate, lahustumatute ja gaasiliste ainete valemid on kirjutatud molekulaarsel kujul.

Valge aine sadestub, siis asetatakse selle valemi kõrvale alla suunatud nool ja kui see reaktsiooni käigus vabaneb gaasiline aine, siis asetatakse selle valemi kõrvale ülespoole suunatud nool.

Kirjutame selle võrrandi ümber, kujutades tugevaid elektrolüüte ioonide kujul ja reaktsioone, mis väljuvad sfäärist molekulidena:

Seega oleme üles kirjutanud reaktsiooni täieliku ioonvõrrandi.

Kui jätame võrrandi mõlemalt poolelt välja identsed ioonid, st need, mis ei osale reaktsioonis vasak- ja parempoolses võrrandis, saame lühendatud ioonreaktsiooni võrrandi:

Seega on lühendatud ioonvõrrandid võrrandid in üldine vaade, mis iseloomustavad keemilise reaktsiooni olemust, näitavad, millised ioonid reageerivad ja milline aine selle tulemusena tekib.

Ioonivahetusreaktsioonid kulgevad lõpule juhtudel, kui moodustub kas sade või kergelt dissotsieeruv aine, näiteks vesi. Kui naatriumhüdroksiidi karmiinpunase fenoolftaleiini lahusele lisatakse liias lämmastikhappe lahust, muutub lahus värvituks, mis on signaal keemilise reaktsiooni toimumiseks:

See näitab, et tugeva happe ja leelise vastastikmõju taandub H+ ioonide ja OH - ioonide vastastikmõjuks, mille tulemusena tekib madala dissotsiatsiooniga aine – vesi.

Seda reaktsiooni tugeva happe ja leelise vahel nimetatakse neutraliseerimisreaktsiooniks. See erijuhtum vahetusreaktsioonid.

Selline vahetusreaktsioon võib toimuda mitte ainult hapete ja leeliste, vaid ka hapete ja lahustumatute aluste vahel. Näiteks kui saate vask-II sulfaadi ja leelisega reageerimisel lahustumatu vask(II)hüdroksiidi sinise sademe:

ja seejärel jagage saadud sade kolmeks osaks ning lisage esimeses katseklaasis olevale sademele väävelhappe lahus ja teises katseklaasis olevale sademele lahus. vesinikkloriidhappest, ja kolmandas katseklaasis olevale sademele kantakse lämmastikhappe lahust, seejärel lahustub sade kõigis kolmes katseklaasis. See tähendab, et kõigil juhtudel on see möödas keemiline reaktsioon, mille olemust kajastatakse sama ioonvõrrandi abil.

Selle kontrollimiseks kirjutage üles antud reaktsioonide molekulaarne, täielik ja lühendatud ioonvõrrand.

Vaatleme ioonreaktsioone, mis tekivad gaasi moodustumisel. Valage kahte katseklaasi 2 ml naatriumkarbonaadi ja kaaliumkarbonaadi lahust. Seejärel valage esimesse vesinikkloriidhappe lahus ja teise lämmastikhappe lahus. Mõlemal juhul märkame eralduvast süsihappegaasist tingitud iseloomulikku “keetmist”. Kirjutame esimese juhtumi reaktsioonivõrrandid:

Elektrolüütide lahustes toimuvaid reaktsioone kirjeldatakse ioonvõrrandite abil. Neid reaktsioone nimetati ioonivahetusreaktsioonideks, kuna lahustes vahetavad elektrolüüdid oma ioone. Seega võib teha kaks järeldust.
1. Elektrolüütide vesilahustes toimuvad reaktsioonid on ioonidevahelised reaktsioonid ja seetõttu on neid kujutatud ioonvõrranditena.
Need on lihtsamad kui molekulaarsed ja oma olemuselt üldisemad.

2. Ioonivahetusreaktsioonid elektrolüütide lahustes kulgevad praktiliselt pöördumatult ainult siis, kui tulemuseks on sade, gaas või kergelt dissotsieeruv aine.

7. Komplekssed ühendused

Elektrolüütide lahustes toimuvad reaktsioonid hüdraatunud ioonide vahel, mistõttu neid nimetatakse ioonreaktsioonideks. nende poole oluline neil on reaktsioonisaaduste keemilise sideme olemus ja tugevus. Tavaliselt põhjustab vahetus elektrolüütide lahustes tugevama keemilise sidemega ühendi moodustumist. Seega, kui baariumkloriidsoolade BaCl 2 ja kaaliumsulfaadi K 2 SO 4 lahused interakteeruvad, sisaldab segu nelja tüüpi hüdraaditud ioone Ba 2 + (H 2 O)n, Cl - (H 2 O)m, K + ( H 2 O) p, SO 2 -4 (H 2 O)q, mille vahel toimub reaktsioon võrrandi kohaselt:

BaCl 2 +K 2 SO 4 =BaSO 4 +2КCl

Baariumsulfaat sadestub sademe kujul, mille kristallides keemiline side Ba 2+ ja SO 2- 4 ioonide vaheline side on tugevam kui side neid hüdreerivate veemolekulidega. Ühendus K+ ja Cl - ioonide vahel ületab vaid veidi nende hüdratatsioonienergiate summat, mistõttu nende ioonide kokkupõrge ei too kaasa sademe teket.

Seetõttu võime teha järgmise järelduse. Vahetusreaktsioonid toimuvad selliste ioonide interaktsiooni käigus, mille vaheline seostumisenergia reaktsiooniproduktis on palju suurem kui nende hüdratatsioonienergiate summa.

Ioonivahetusreaktsioone kirjeldatakse ioonvõrranditega. Vähelahustuvad, lenduvad ja kergelt dissotsieerunud ühendid on kirjutatud molekulaarses vormis. Kui elektrolüütide lahuste interaktsiooni käigus ei moodustu ühtegi näidatud tüüpi ühendeid, tähendab see, et reaktsiooni praktiliselt ei toimu.

Vähelahustuvate ühendite teke

Näiteks naatriumkarbonaadi ja baariumkloriidi vaheline interaktsioon molekulaarvõrrandi kujul kirjutatakse järgmiselt:

Na 2 CO 3 + BaCl 2 = BaCO 3 + 2NaCl või kujul:

2Na + +CO 2- 3 +Ba 2+ +2Сl - = BaCO 3 + 2Na + +2Сl -

Ainult Ba 2+ ja CO -2 ioonid reageerisid, ülejäänud ioonide olek ei muutunud, seega saab lühike ioonvõrrand järgmise kuju:

CO 2- 3 +Ba 2+ =BaCO 3

Lenduvate ainete teke

Kaltsiumkarbonaadi ja vesinikkloriidhappe interaktsiooni molekulaarvõrrand kirjutatakse järgmiselt:

CaCO 3 + 2HCl = CaCl 2 + H 2 O + CO 2

Üks reaktsiooniproduktidest - süsinikdioksiid CO 2 - vabanes reaktsioonisfäärist gaasi kujul. Laiendatud ioonvõrrand on järgmine:

CaCO3 +2H + +2Cl - = Ca 2+ +2Cl - +H2O+CO2

Reaktsiooni tulemust kirjeldatakse järgmise lühikese ioonvõrrandiga:

CaCO3 +2H+ =Ca2+ +H2O+CO2

Kergelt dissotsieerunud ühendi moodustumine

Sellise reaktsiooni näide on igasugune neutraliseerimisreaktsioon, mille tulemusena moodustub vesi, kergelt dissotsieerunud ühend:

NaOH+HCl=NaCl+H2O

Na + +OH-+H + +Cl - = Na + +Cl - +H 2 O

OH-+H+=H20

Lühikesest ioonvõrrandist järeldub, et protsess väljendub H+ ja OH- ioonide vastasmõjus.

Kõik kolm tüüpi reaktsioonid kulgevad pöördumatult lõpuni.

Kui liita näiteks naatriumkloriidi ja kaltsiumnitraadi lahused, siis, nagu ioonvõrrand näitab, reaktsiooni ei toimu, kuna ei teki sadet, gaasi ega vähedissotsieeruvat ühendit:

Lahustuvuse tabeli abil tuvastame, et AgNO 3, KCl, KNO 3 on lahustuvad ühendid, AgCl on lahustumatu aine.

Koostame reaktsiooni jaoks ioonvõrrandi, võttes arvesse ühendite lahustuvust:

Lühike ioonvõrrand näitab toimuva keemilise muundumise olemust. On näha, et reaktsioonis osalesid tegelikult ainult Ag+ ja Cl - ioonid. Ülejäänud ioonid jäid muutumatuks.

Näide 2. Koostage molekulaar- ja ioonvõrrand reaktsiooniks: a) raud(III)kloriid ja kaaliumhüdroksiid; b) kaaliumsulfaat ja tsinkjodiid.

a) Koostame FeCl3 ja KOH vahelise reaktsiooni molekulaarvõrrandi:

Lahustuvuse tabeli abil tuvastame, et saadud ühenditest on ainult raudhüdroksiid Fe(OH) 3 lahustumatu. Koostame reaktsiooni ioonvõrrandi:

Ioonvõrrand näitab, et molekulaarvõrrandis olevad koefitsiendid 3 kehtivad ioonide kohta võrdselt. See üldreegel ioonvõrrandite koostamine. Esitame reaktsioonivõrrandi lühikese ioonsel kujul:

See võrrand näitab, et reaktsioonis osalesid ainult Fe3+ ja OH- ioonid.

b) Koostame teise reaktsiooni molekulaarvõrrandi:

K 2 SO 4 + ZnI 2 = 2KI + ZnSO 4

Lahustuvustabelist järeldub, et lähte- ja tekkivad ühendid on lahustuvad, mistõttu reaktsioon on pöörduv ega jõua lõpuni. Tõepoolest, siin ei moodustu sadet, gaasilist ühendit ega kergelt dissotsieerunud ühendit. Loome reaktsiooni jaoks täieliku ioonvõrrandi:

2K + +SO 2-4 +Zn 2+ +2I - + 2K + + 2I - +Zn 2+ +SO 2-4

Näide 3. Kasutades ioonvõrrandit: Cu 2+ +S 2- -= CuS, koosta reaktsiooni molekulaarvõrrand.

Ioonvõrrand näitab, et võrrandi vasakul poolel peavad olema Cu 2+ ja S 2- ioone sisaldavad ühendite molekulid. Need ained peavad olema vees lahustuvad.

Lahustuvuse tabeli järgi valime kaks lahustuvat ühendit, mille hulka kuuluvad Cu 2+ katioon ja S 2- anioon. Loome nende ühendite vahelise reaktsiooni jaoks molekulaarvõrrandi:

CuSO 4 + Na 2 S CuS + Na 2 SO 4

Tasakaalustage täielik molekulaarvõrrand. Enne ioonvõrrandi kirjutamist tuleb algne molekulaarvõrrand tasakaalustada. Selleks on vaja ühendite ette asetada vastavad koefitsiendid, nii et iga elemendi aatomite arv vasakul pool oleks võrdne nende arvuga võrrandi paremal poolel.

• Kirjutage võrrandi mõlemale poolele iga elemendi aatomite arv.
• Lisage elementide (v.a hapnik ja vesinik) ette koefitsiendid, nii et iga elemendi aatomite arv võrrandi vasakul ja paremal küljel on sama.
• Tasakaalustage vesinikuaatomid.
• Tasakaalustage hapnikuaatomid.
• Loendage iga elemendi aatomite arv võrrandi mõlemal poolel ja veenduge, et see on sama.
• Näiteks pärast võrrandi Cr + NiCl 2 --> CrCl 3 + Ni tasakaalustamist saame 2Cr + 3NiCl 2 --> 2CrCl 3 + 3Ni.

Määrake, millises olekus on iga reaktsioonis osalev aine. Seda saab sageli hinnata probleemi tingimuste järgi. Sööma teatud reeglid, mis aitavad määrata, millises olekus element või ühendus on.

Määrake, millised ühendid lahuses dissotsieeruvad (eralduvad katioonideks ja anioonideks). Dissotsiatsioonil laguneb ühend positiivseteks (katioon) ja negatiivseteks (anioon) komponentideks. Seejärel sisenevad need komponendid keemilise reaktsiooni ioonvõrrandisse.

Arvutage iga dissotsieerunud iooni laeng. Pidage meeles, et metallid moodustavad positiivselt laetud katioone ja mittemetallide aatomid muutuvad negatiivseteks anioonideks. Määrake perioodilisustabeli abil elementide laengud. Samuti on vaja tasakaalustada kõik laengud neutraalsetes ühendites.

11. Elektrolüütiline dissotsiatsioon. Ioonilised võrrandid reaktsioonid

11.5. Ioonreaktsiooni võrrandid

Kuna vesilahustes olevad elektrolüüdid lagunevad ioonideks, võib väita, et elektrolüütide vesilahustes toimuvad reaktsioonid on ioonidevahelised reaktsioonid. Sellised reaktsioonid võivad toimuda aatomite oksüdatsiooniastme muutumisel:

Fe 0  + 2 H + 1 Cl = Fe + 2 Cl 2 + H 0 2

ja muutmata:

NaOH + HCl = NaCl + H2O

IN üldine juhtum ioonide vahelisi reaktsioone lahustes nimetatakse ioonseteks ja kui need on vahetusreaktsioonid, siis ioonivahetusreaktsioonideks. Ioonivahetusreaktsioonid toimuvad ainult siis, kui moodustuvad ained, mis väljuvad reaktsioonisfäärist: a) nõrga elektrolüüdi kujul (näiteks vesi, äädikhape); b) gaas (CO 2, SO 2); c) vähelahustuv aine (sade). Vähelahustuvate ainete valemid määratakse lahustuvuse tabelist (AgCl, BaSO 4, H 2 SiO 3, Mg(OH) 2, Cu(OH) 2 jne). Gaaside ja nõrkade elektrolüütide valemid tuleb meelde jätta. Pange tähele, et nõrgad elektrolüüdid võivad vees hästi lahustuda: näiteks CH 3 COOH, H 3 PO 4, HNO 2.

Ioonivahetusreaktsioonide olemus kajastub ioonreaktsiooni võrrandid, mis saadakse molekulaarvõrranditest, järgides järgmisi reegleid:

1) nõrkade elektrolüütide, lahustumatute ja vähelahustuvate ainete, gaaside, oksiidide, nõrkade hapete hüdroanioonide valemid (HS − , HSO 3 − , HCO 3 − , H 2 PO 4 − , HPO 4 2 − ; erand - HSO ioon) ei ole kirjutatud ioonide kujul 4 – lahjendatud lahuses); nõrkade aluste hüdroksokatsioonid (MgOH +, CuOH +); kompleksioonid ( 3− , 2− , 2− );

2) tugevate hapete, leeliste ja vees lahustuvate soolade valemid on esitatud ioonidena. Valem Ca(OH) 2 kirjutatakse ioonidena, kui kasutatakse lubjavett, kuid ei kirjutata ioonideks lahustumatuid Ca(OH) 2 osakesi sisaldava lubjapiima puhul.

On olemas täisioonsed ja lühendatud (lühikesed) ioonreaktsiooni võrrandid. Lühendatud ioonvõrrandis puuduvad täisioonvõrrandi mõlemal küljel olevad ioonid. Molekulaarsete, täisioonsete ja lühendatud ioonvõrrandite kirjutamise näited:

• NaHCO 3 + HCl = NaCl + H 2 O + CO 2 - molekulaarne,

Na + + HCO 3 − + H + + Cl − = Na + + Cl − + H 2 O + CO 2   - täielik ioonne,

HCO 3 − + H + = H 2 O + CO 2   - lühendatult ioonne;

• BaCl 2 + K 2 SO 4 = BaSO 4 ↓ + 2KCl - molekulaarne,

Ba 2 + + 2 Cl − + 2 K + + SO 4 2 − = BaSO 4   ↓ + 2 K + + 2 Cl − - täielik ioonne,

Ba 2 + + SO 4 2 − = BaSO 4   ↓ - lühendatult ioonne.

Mõnikord on täisioonvõrrand ja lühendatud ioonvõrrand samad:

Ba(OH) 2 + H 2 SO 4 = BaSO 4 ↓ + 2H 2 O

Ba 2+ + 2OH − + 2H + + SO 4 2 − = BaSO 4 ↓ + 2H 2 O,

ja mõne reaktsiooni puhul ei saa ioonvõrrandit üldse koostada:

3Mg(OH)2 + 3H3PO4 = Mg3(PO4)2↓ + 6H2O

Näide 11.5. Märkige ioonide paar, mis võivad esineda ioon-molekulaarvõrrandis, kui see vastab lühendatud ioon-molekulaarvõrrandile

Ca 2 + + SO 4 2 − = CaSO 4 .

1) SO32- ja H+; 3) CO 3 2 − ja K + 2) HCO 3 − ja K + ; 4) Cl− ja Pb 2+.

Lahendus. Õige vastus on 2):

Ca 2 + + 2 HCO 3 − + 2 K + + SO 4 2 − = CaSO 4   ↓ + 2 HCO 3 − + 2 K + (Ca(HCO 3) 2 sool on lahustuv) või Ca 2+ + SO 4 2 − = CaSO4.

Muudel juhtudel on meil:

1) CaSO 3 + 2H + + SO 4 2 − = CaSO 4 ↓ + H 2 O + SO 2 ;

3) CaCO 3 + 2K + + SO 4 2 − (reaktsiooni ei toimu);

4) Ca 2+ + 2Cl − + PbSO 4 (reaktsiooni ei toimu).

Vastus: 2).

Ained (ioonid), mis on vesilahus reageerivad üksteisega (st nendevahelise vastasmõjuga kaasneb sademe, gaasi või nõrga elektrolüüdi moodustumine), eksisteerivad koos vesilahuses märkimisväärsetes kogustes ei saa

Tabel 11.2

Näited ioonipaaridest, mida vesilahuses märkimisväärses koguses koos ei esine

Näide 11.6. Märkige selles reas: HSO 3 − , Na + , Cl − , CH 3 COO − , Zn 2+ - ioonide valemid, mida ei saa märkimisväärses koguses esineda: a) in happeline keskkond; b) leeliselises keskkonnas.

Lahendus. a) Happelises keskkonnas, s.t. koos H + ioonidega ei saa esineda anioone HSO 3 − ja CH 3 COO −, kuna nad reageerivad vesiniku katioonidega, moodustades nõrga elektrolüüdi või gaasi:

CH 3 COO − + H + ⇄ CH 3 COOH

HSO 3 − + H + ⇄ H 2 O + SO 2

b) HSO 3 − ja Zn 2+ ioone ei saa leeliselises keskkonnas esineda, kuna nad reageerivad hüdroksiidioonidega, moodustades nõrga elektrolüüdi või sademe:

HSO 3 − + OH − ⇄ H 2 O + SO 3 2 −

Zn 2+ + 2OH– = Zn(OH) 2 ↓.

Vastus: a) HSO 3 − ja CH 3 COO −; b) HSO 3 − ja Zn 2+.

Nõrkade hapete happesoolade jääke ei saa olla märkimisväärses koguses ei happelises ega aluselises keskkonnas, sest mõlemal juhul tekib nõrk elektrolüüt

Sama võib öelda hüdroksorühma sisaldavate aluseliste soolade jääkide kohta:

CuOH + + OH − = Cu(OH) 2 ↓