Результаты опыта

Формула соединения	Сила электролитов, образующих данную соль			Цвет индикаторной бумажки		Показания иономера, рH		Реакция среды
	Основание	Кислота
Al(NO3)3	Слабое	Сильная	Розовый		3,5		Кислая

Опыт №2. Усиление гидролиза одной соли раствором другой гидролизующейся соли

К 3 cм³ концентрированного раствора FеС1з (соль образована слабым основанием и сильной кислотой, её гидролиз протекает в основном только по 1-й ступени) прилить немного концентрированного раствора Nа₂СО₃ (соль образована, напротив, сильным основанием и слабой кислотой, её гидролиз протекает также по 1-й ступени) до образования устойчивого осадка. При этом наблюдается выделение пузырьков газа. В результате сливания двух вышеуказанных растворов происходит образование соли, полученной из слабых основания и кислоты. Эта соль подвергается полному гидролизу. Написать молекулярные и ионные уравнения реакций.

Опыт №3. Растворение металлов в продуктах гидролиза солей

В первую пробирку налить 3–4 мл концентрированного раствора ZnCl₂ и опустить в неё кусочек цинка. В другую пробирку налить столько же концентрированного раствора Na₂CO₃ и опустить в этот раствор кусочек алюминия. Нагревая пробирки, наблюдать за растворением металлов и выделением газа в обоих случаях. Составить уравнения реакций и объяснить наблюдаемые явления.

Опыт № 4. Влияние температуры на степень гидролиза солей

В две пробирки налить одинаковое количество раствора ZnCl₂ и по 2 капли индикатора – метилового оранжевого. Одну поставить в штатив, другую нагреть почти до кипения. Сравнить окраску индикатора в обеих пробирках. Дать пробирке остыть. Снова сравнить окраску. Чем можно объяснить изменение окраски индикатора при нагревании раствора ZnCl₂. Написать уравнение реакции.

Опыт №5. Влияние концентрации раствора соли на степень её гидролиза

Внести в пробирку немного кристаллов соли SnCl₂, 1 каплю 2,5 М НС1 и 10 капель дистиллированной воды. Встряхиванием пробирки добиться растворения кристаллов. Затем в пробирку прибавить ещё 10 капель дистиллированной воды. Наблюдается выпадение осадка SnOHCl. Следовательно, разбавление (уменьшение концентрации соли) приводит к увеличению степени её гидролиза. Составить молекулярное и ионное уравнения.

Опыт №6. Подавление гидролиза соли

В пробирку с осадком SnOHCl, взятую из предыдущего опыта, прибавить 3–4 капли 2,5 М раствора НС1. При этом происходит растворение осадка. Написать уравнение реакции. Сделать выводы относительно смещения равновесия реакции гидролиза SnCl₂.

Контрольные вопросы

1. Какие соли подвергаются гидролизу?

2. К чему сводится суть реакций гидролиза?

3. Какие факторы влияют на степень гидролиза солей?

4. Чем объяснить растворение металлов в растворах некоторых солей?

5. Как можно усилить или подавить гидролиз?

6. Почему при разбавлении раствора гидролизующейся соли происходит увеличение степени гидролиза её?

7. Почему при приготовлении раствора хлорида цинка его подкисляют соляной кислотой?

8. Может ли существовать водный раствор ацетата железа?

Лабораторная работа №8

ЭЛЕКТРОЛИТИЧЕСКАЯ ДИССОЦИАЦИЯ

ПРОИЗВЕДЕНИЕ РАСТВОРИМОСТИ

Ц е л ь р а б о т ы: определение условий образования и растворения осадков малорастворимых веществ.

О б о р у д о в а н и е и м а т е р и а л ы: штатив с пробирками, растворы С₆Н₁₂О₆, СН₃СООН(0,1н), СН₃СООН(конц.), NаОН, NН₄ОН, НС1(1:3), Na₂SO_4, FеС1₃, Na₂SO₃, Na₂СO₃, K₂CrO₄, ВаС1₂, КС1, KI, Pb(СН₃СОО)₂, Аl₂(SO₄)₃, FeSO₄, СuSО₄, (NН₄)₂S, MgCl₂, СаCl₂; электрическая лампочка с электродами.

Методика выполнения работы

Опыт №1. Электропроводность растворов электролитов

Налить в 8 химических стаканов водные растворы следующих веществ: С₆Н₁₂О₆ , Н₂О(дист), СН₃СООН(0,1н), СН₃СООН(конц.), NаОН, NН₄ОН, НС1(1:3), Na₂SO_4, FеС1₃. Опустить поочередно в указанные растворы электрическую лампочку с электродами и включить в сеть. Отметить, в каких растворах лампочка загорается ярче, в каких более тускло, в каких не загорается? Написать уравнения диссоциации вышеуказанных веществ.

Опыт №2.Условия образования осадков

2.1.В пробирки налить по 1–2 cм³ растворов Na₂SO₃, Na₂СO₃, K₂CrO₄ и добавить в каждую по 2 cм³ раствора хлорида бария. Написать ионные уравнения реакций. При каких условиях вещество выпадает в осадок? Отметить цвет осадков.

2.2.В две пробирки налить по 2 cм³ 0,002 н раствора ацетата свинца. Затем в первую прибавить 2 cм³ 0,05 н раствора хлорида калия, а во вторую – 2 cм³ 0,05 н раствора иодида калия. Что наблюдается? Объяснить полученный результат, пользуясь понятием произведения растворимости. Отметить цветовые переходы.

2.3.В три пробирки налить по 2–3 cм³ раствора хлорида бария и добавить в одну из них 1 cм³ сульфата натрия, в другую – раствора серной кислоты, в третью – раствора сульфата алюминия. Наблюдать выпадение осадков, отметить их окраску. Составить уравнения реакций.

2.4.В пробирки налить по 2–3 cм³ раствора солей Mg²⁺, Са²⁺, Ва²⁺ и добавить по 1–2 cм³ концентрированного раствора Na₂СO₃. Наблюдать выпадение осадков, отметить их окраску. Составить уравнения реакций.

Опыт №3. Условия растворения осадков

3.1.В две пробирки налить по 2 cм³ 0,002 н раствора хромата калия и прибавить в каждую по 2 cм³ раствора хлорида бария. Отметить цвет осадков. Отфильтровать осадки. К осадку в первой пробирке прибавить 4 cм³ 2 н соляной кислоты, а во вторую – 4 cм³ 2 н уксусной кислоты.

Пользуясь понятием произведения растворимости, объяснить, чем отличается действие соляной и уксусной кислот на осадок.

3.2.Налить в одну пробирку 2–3 cм³ раствора сульфата железа (II), а во вторую – такой же объем раствора сульфата меди (II). В каждую из пробирок добавить по 2–3 cм³ раствора сульфида аммония и к образовавшимся осадкам по 2 cм³ 2 н соляной кислоты. Какой из осадков растворился? Объяснить различие в растворимости осадков, используя значения произведения растворимости. Составить уравнения реакций.