Методика выполнения

Опыт №1. Смещение ионного равновесия в растворах вследствие гидролиза

В разные пробирки внести небольшое количество следующих соединений: НС1; NaOH; NaCI; Nа₂СО₃; ZnCl₂; Сu(СН₃СОО)₂. Во все пробирки прилить одинаковое количество воды. Осторожным встряхиванием добиться полного растворения каждой соли. Измерить рН каждого раствора с помощью универсальной индикаторной бумажки и уточнить на иономере И-130 (согласно инструкции по работе на приборе). Для сравнения те же измерения провести с дистиллированной водой. Данные опыта свести в таблицу (см. пример заполнения табл. 7.1.).

Составить молекулярные и ионные уравнения гидролиза солей. Дать объяснение изменению водородного показателя рН в растворах солей в сравнении с его значением в дистиллированной воде.

Таблица 7.1

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.