Запишите уравнения реакций ионного обмена (полные и сокращенные), происходящих между растворами следующих веществ:

Кратко: ниже — решения всех четырёх пунктов. Главные идеи: ионный обмен идёт до конца, если образуется осадок, газ или вода; в ОВР уравниваем число отданных и принятых электронов; гидролиз зависит от того, какими по силе кислотой и основанием образована соль.

1. Реакции ионного обмена

а) \(\mathrm{(NH_4)_2SO_4 + KOH}\)

Молекулярное: \[ \mathrm{(NH_4)_2SO_4 + 2KOH \rightarrow K_2SO_4 + 2NH_3\uparrow + 2H_2O} \] Полное ионное: \[ \mathrm{2NH_4^+ + SO_4^{2-} + 2K^+ + 2OH^- \rightarrow 2K^+ + SO_4^{2-} + 2NH_3\uparrow + 2H_2O} \] Сокращённое: \[ \mathrm{NH_4^+ + OH^- \rightarrow NH_3\uparrow + H_2O} \] Причина: выделяется газ аммиак и образуется вода.

б) \(\mathrm{MgBr_2 + HF}\)

Молекулярное: \[ \mathrm{MgBr_2 + 2HF \rightarrow MgF_2\downarrow + 2HBr} \] Полное ионное: \[ \mathrm{Mg^{2+} + 2Br^- + 2HF \rightarrow MgF_2\downarrow + 2H^+ + 2Br^-} \] Сокращённое: \[ \mathrm{Mg^{2+} + 2HF \rightarrow MgF_2\downarrow + 2H^+} \] Причина: образуется нерастворимый осадок \(\mathrm{MgF_2}\). \(\mathrm{HF}\) — слабая кислота, поэтому в ионном уравнении записана молекулой.

в) \(\mathrm{ZnCl_2 + KOH}\)

Молекулярное: \[ \mathrm{ZnCl_2 + 2KOH \rightarrow Zn(OH)_2\downarrow + 2KCl} \] Полное ионное: \[ \mathrm{Zn^{2+} + 2Cl^- + 2K^+ + 2OH^- \rightarrow Zn(OH)_2\downarrow + 2K^+ + 2Cl^-} \] Сокращённое: \[ \mathrm{Zn^{2+} + 2OH^- \rightarrow Zn(OH)_2\downarrow} \] Причина: выпадает осадок гидроксида цинка.

г) \(\mathrm{KNO_3 + MgCl_2}\)

Реакция не идёт: все возможные продукты \(\mathrm{KCl}\) и \(\mathrm{Mg(NO_3)_2}\) растворимы, осадок, газ и вода не образуются.

2. Получение \(\mathrm{Cu(OH)_2}\)

На практике нужно смешать раствор соли меди(II) со щёлочью, например: \[ \mathrm{CuSO_4 + 2NaOH \rightarrow Cu(OH)_2\downarrow + Na_2SO_4} \] Полное ионное: \[ \mathrm{Cu^{2+} + SO_4^{2-} + 2Na^+ + 2OH^- \rightarrow Cu(OH)_2\downarrow + 2Na^+ + SO_4^{2-}} \] Сокращённое: \[ \mathrm{Cu^{2+} + 2OH^- \rightarrow Cu(OH)_2\downarrow} \] Наблюдение: выпадает голубой осадок.

3. ОВР и электронный баланс

а) \(\mathrm{HCl + HNO_3 \rightarrow Cl_2 + NO + H_2O}\)

\[ \mathrm{6HCl + 2HNO_3 \rightarrow 3Cl_2 + 2NO + 4H_2O} \] Баланс: \[ \mathrm{2Cl^- - 2e^- \rightarrow Cl_2 \quad | \times 3} \] \[ \mathrm{N^{+5} + 3e^- \rightarrow N^{+2} \quad | \times 2} \] Окислитель — \(\mathrm{HNO_3}\) (азот \(+5\) восстанавливается).
Восстановитель — \(\mathrm{HCl}\) (хлор \(-1\) окисляется).
Окисление: \(\mathrm{2Cl^- - 2e^- \rightarrow Cl_2}\).
Восстановление: \(\mathrm{N^{+5} + 3e^- \rightarrow N^{+2}}\).

б) \(\mathrm{Al + Cr_2O_3 \rightarrow Al_2O_3 + Cr}\)

\[ \mathrm{2Al + Cr_2O_3 \rightarrow Al_2O_3 + 2Cr} \] Баланс: \[ \mathrm{Al^0 - 3e^- \rightarrow Al^{+3} \quad | \times 2} \] \[ \mathrm{2Cr^{+3} + 6e^- \rightarrow 2Cr^0 \quad | \times 1} \] Окислитель — \(\mathrm{Cr_2O_3}\) (хром \(+3\) восстанавливается).
Восстановитель — \(\mathrm{Al}\) (алюминий \(0\) окисляется).
Окисление: \(\mathrm{Al^0 - 3e^- \rightarrow Al^{+3}}\).
Восстановление: \(\mathrm{Cr^{+3} + 3e^- \rightarrow Cr^0}\).

4. Гидролиз солей

а) \(\mathrm{Na_2CO_3}\) — соль сильного основания и слабой кислоты, гидролиз по аниону: \[ \mathrm{Na_2CO_3 + H_2O \rightleftarrows NaHCO_3 + NaOH} \] \[ \mathrm{CO_3^{2-} + H_2O \rightleftarrows HCO_3^- + OH^-} \] Тип: гидролиз по аниону. Среда: щелочная.

б) \(\mathrm{NaNO_3}\) — соль сильного основания и сильной кислоты. Гидролиз не протекает. Среда: нейтральная.

в) \(\mathrm{FeCl_3}\) — соль слабого основания и сильной кислоты, гидролиз по катиону: \[ \mathrm{FeCl_3 + H_2O \rightleftarrows FeOHCl_2 + HCl} \] \[ \mathrm{Fe^{3+} + H_2O \rightleftarrows FeOH^{2+} + H^+} \] Тип: гидролиз по катиону. Среда: кислая.

Проверка: в ионных уравнениях суммы зарядов слева и справа одинаковы; в обеих ОВР отдано и принято по 6 электронов; среда в гидролизе определена по сильному иону, который гидролизу не подвергается.