3. оборудование

Методическое обеспечение: Шилов А.А.
Редактор: Гордеева Ю.В.
3D графика: Масагутов К.Х.
Script программирование: Масагутов К.Х.
Управление проектами: Сергиенко Е.В.
Лабораторная работа
Тема: Гидролиз солей
Раздел: «Растворы»
1. ВВЕДЕНИЕ
Цель работы: осуществить реакции гидролиза некоторых солей,
изучить влияние состава солей и внешних условий на полноту их гидролиза.
2. ТЕОРИЯ
Гидролизом солей называют реакции обмена между молекулами воды
и ионами солей, в результате которых образуются слабые электролиты
(малодиссоциирующие молекулы или ионы). В результате протекания
гидролиза происходит изменение pH среды.
Гидролиз солей можно рассматривать:
во-первых, как процесс, обратный реакциям нейтрализации; реакция
нейтрализации между различными по силе кислотами и основаниями не
всегда протекает до конца вследствие протекания обратного процесса –
гидролиза образующейся соли, например:
НСN + КОН  КСN + НОН;
во-вторых, как результат поляризационного взаимодействия ионов
соли с их гидратной оболочкой (все ионы в растворе гидратированы); чем
значительнее это взаимодействие, тем интенсивнее протекает гидролиз.
Суммарный эффект гидролиза определяется природой находящихся в
растворе катионов и анионов.
Различают следующие варианты взаимодействия солей с молекулами
воды:
I. Соли сильных оснований и слабых кислот (KCN, CH3COONa,
Na2CO3, Na2S, K2S и т.д.).
В этом случае происходит обратимый гидролиз по аниону, при этом
образуется щелочная среда (рН > 7). Примером служит процесс гидролиза
цианида калия КСN - соли, образованной сильным основанием КОН и слабой
кислотой НСN:
КCN = K  + CN  ,
К+ + НОН  реакция практически не идет,
СN¯ + НОН  НСN + ОН¯
или в молекулярной форме: КСN + НОН  НСN + КОН.
Второй пример:
Nа2S – соль образована слабой многоосновной кислотой Н2S и сильным
основанием NаОН. Так как диссоциация многоосновных кислот протекает
ступенчато, то и гидролиз их солей будет также протекать ступенчато.
I ступень: Na2S = 2Na  + S 2 ,
Na+ + HOH  реакция практически не идет,
S 2 + HOH  НS  + ОН 
или в молекулярной форме
Nа2S + НОН  NаНS + NаОН.
II ступень: НS– + НОН  Н2S + ОН–
или в молекулярной форме
NаНS + НОН  Н2S + NаОН.
Гидролиз по первой ступени всегда протекает в большей степени, чем
по второй. Это обусловлено уменьшением константы диссоциации при
переходе от Кд1 к Кд2 (для Н2S Кд1>Кд2): поскольку ион НS  диссоциирует
слабее, чем Н2S, то он и образуется в первую очередь при гидролизе Nа2S.
Кроме того, ионы ОН–, образующиеся при гидролизе по первой
ступени, способствуют смещению равновесия второй ступени влево, т.е.
также подавляют гидролиз по второй ступени. В обычных условиях гидролиз
по многозарядному аниону протекает, в основном, по первой ступени с
образованием кислых солей.
II. Соли слабых оснований и сильных кислот (NH4Cl, CuCl2, CuSO4,
ZnCl2, AgNO3 и т.д.).
В этом случае происходит обратимый гидролиз по катиону, при этом
образуется кислая среда (рН<7). Примером служит процесс гидролиза СuСl 2
– соли, образованной слабым двукислотным основанием Сu(ОН)2 и сильной
кислотой НСl:
СuСl2 = Сu2+ + Сl  ,
Сu2+ + НОН  СuОН+ + Н+,
Сl– + НОН  реакция практически не идет
или в молекулярной форме
СuСl2 + НОН  СuОНСl + НСl.
В обычных условиях гидролиз по многозарядному катиону протекает
по первой ступени с образованием основных солей, т.к. последующие
ступени подавлены из-за накопления в растворе ионов Н+.
III. Соли слабых оснований и слабых кислот (Fe2(CO3)3, Al2S3,
(NH4)3PO4 и т.д.).
В этом случае гидролиз протекает и по катиону, и по аниону.
Примером может служить процесс гидролиза СН3СООNН4 - соли,
образованной слабой уксусной кислотой СН3СООН и слабым гидроксидом
аммония NН4ОН. Запишем ионно-молекулярные уравнения отдельно для
процессов гидролиза катиона и аниона, протекающих одновременно:
СН3СООNН4 = СН3СОО– + NН4+,
СН3СОО– + НОН  СН3СООН + ОН–,
NН4+ + НОН  NН4ОН + Н+.
Итак, при гидролизе аниона образуются ионы ОН–, а при гидролизе
катиона – ионы Н+. Эти ионы не могут в значительных концентрациях
сосуществовать; они соединяются, образуя молекулы слабого электролита воды. Это приводит к смещению обоих равновесий вправо. Иначе говоря,
гидролиз катиона и гидролиз аниона в этом случае взаимно усиливают друг
друга и в совокупности процесс протекает практически необратимо с
образованием слабого основания и слабой кислоты. Характер среды близок к
нейтральному (рН ≈ 7).
Суммарное ионно-молекулярное уравнение:
СН3СОО– + NН4+ + Н2О = СН3СООН + NН4ОН.
Молекулярное уравнение:
СН3СООNН4 + Н2О = NН4ОН + СН3СООН.
IV. Соли сильных оснований и сильных кислот (NаСl, К2SО4, NаNО3
и т.д.).
В этом случае гидролиз практически не происходит, из-за отсутствия в
растворе ионов слабых электролитов. Растворы таких солей практически
нейтральны (рН ≈ 7). Например:
NaCl = Na  + Cl  ,
Nа+ + НОН  реакция практически не идет,
Сl– + НОН  реакция практически не идет,
NаСl + НОН  реакция практически не идет.
V. Совместный гидролиз двух солей. Если в растворе присутствуют
две соли, одна из которых гидролизуется по аниону, другая по катиону, то
гидролиз обеих солей усиливается, протекает необратимо с образованием
конечных продуктов (слабого основания и слабой кислоты). Растворы таких
солей имеют среду, близкую к нейтральной (рН ≈ 7).
Рассмотрим, что произойдет при сливании растворов двух солей, одна
из которых образована слабым основанием и сильной кислотой, а другая
сильным основанием и слабой кислотой. Например, при сливании растворов
FeCl3 и Na2CО3:
2FеСl3 + 3Nа2СО3 + 6Н2О = 2Fе(ОН)3  + 3Н2СО3 + 6NаСl
I ступень:
Fе3+ + НОН  FеОН2+ + Н+,
СО32– + НОН  НСО3– + ОН–
и т.д.
Образующиеся ионы Н+ и ОН– будут нейтрализовать друг друга,
связываясь в молекулы слабого электролита воды, гидролиз обоих ионов
усиливается, что приводит к протеканию всех ступеней гидролиза и
образованию конечных продуктов Fе(ОН)3 и Н2СО3. Суммарное ионномолекулярное уравнение:
2Fе3+ + 3СО32– + 6Н2О = 2Fе(ОН)3↓ + 3Н2СО3.
Если учесть разложение Н2СО3 на Н2О и СО2, то окончательные
молекулярное и суммарное ионно-молекулярное уравнения будут иметь
вид:
2FеСl3 + 3Nа2СО3 + 3Н2О = 2Fе(ОН)3↓ + 3СО2↑ + 6NаСl,
2Fе3+ + 3СО32– + 3Н2О = 2Fе(ОН)3↓ + 3СО2↑.
Количественные
характеристики
процесса
гидролиза.
Количественно гидролиз характеризуется степенью гидролиза h и константой
гидролиза Кг.
Степень гидролиза представляет собой отношение числа молекул Nг,
подвергшихся гидролизу, к общему числу растворенных молекул Nо, которое
определяется концентрацией вещества: N
h
Г
N
О
Степень гидролиза соли, как правило, невелика, зависит от
константы гидролиза и концентрации соли и выражается в процентах или
долях единицы.
Более конкретной характеристикой является константа гидролиза.
Запишем уравнение гидролиза соли КА (здесь К+ - катион металла, А– анион кислотного остатка) в общем виде:
КА + НОН  НА + КОН.
Этому равновесию отвечает константа равновесия:
[ НА] [ КОН ] .
К
[ КА] [ Н 2 О ]
Концентрация воды в разбавленных растворах представляет собою
практически постоянную величину. Обозначая К[Н2О]=Кг, получим:
[ НА] [ КОН ] .
К 
Г
[ КА]
Величина Кг называется константой гидролиза соли. Ее значение
характеризует способность данной соли подвергаться гидролизу; чем
больше Кг, тем в большей степени (при одинаковых температуре и
концентрации соли) протекает гидролиз.
Например, для реакции гидролиза цианида калия
КСN + Н2О  КОН + НСN
или в ионно-молекулярном виде
CN  + HOH  HCN +OH  ,
выражение для константы гидролиза будет иметь вид
[ KOH ] [ HCN ] [OH ] [ HCN ] .
K 


Г
[CN  ]
[ KCN ]
Константа гидролиза связана со степенью гидролиза h уравнением,
аналогичным закону разбавления Оствальда для диссоциации слабого
электролита:
h C ,
К 
2
Г
1 h
где С – молярная концентрация соли в растворе.
Чаще всего гидролизованная часть соли очень мала, а концентрация
продуктов гидролиза незначительна. В подобных случаях h<<1, и в
знаменателе последней формулы этой величиной можно пренебречь. Тогда
связь между Кг и h выразится более простыми соотношениями:
Кг = h2C или h  К .
Г
С
Влияние различных факторов на глубину процесса гидролиза. На
глубину гидролиза, как на обратимый процесс, влияют следующие факторы:
1. Природа соли.
Природа соли проявляется в величине константы гидролиза.
2. Концентрация раствора.
Из последнего уравнения следует, что степень гидролиза данной соли
тем больше, чем меньше ее концентрация; иначе говоря, при разбавлении
раствора гидролизующейся соли степень ее гидролиза возрастает и наоборот.
3. Температура раствора.
Поскольку обратный гидролизу процесс – реакция нейтрализации
протекает с выделением теплоты, то реакция гидролиза представляет собой
эндотермический процесс (∆Н > 0). Согласно принципу Ле Шателье
повышение температуры ведет к усилению гидролиза, а понижение
температуры – к его ослаблению.
4. Введение в раствор кислоты или основания.
Подавлению гидролиза способствует введение в раствор одного из
продуктов гидролиза (кислоты или основания).
3. ОБОРУДОВАНИЕ
3.1 Активные клавиши
Рис. 3.1. Функции манипулятора
Левая клавиша мыши (ЛКМ) - при нажатии берется объект (пробирка,
палочка для перемешивания, капельница)
Средняя клавиша мыши (СКМ) - при прокрутке назад (на себя) сцена
отдаляется, при прокрутке вперед (от себя) сцена приближается.
Правая клавиша мыши (ПКМ) - при нажатии на объект происходит
действие (из капельницы капает вещество)
Движение мыши:
движение вправо - сцена движется вправо,
движение влево - сцена движется влево,
движение вверх - сцена движется вверх,
движение вниз - сцена движется вниз.
3.2 Лабораторное оборудование
Для проведения лабораторной работы необходимо следующее
оборудование:
Опыт №1:
2 капельницы с растворами:
 H2O;
 Нейтрального лакмуса;

Штатив с 4 пробирками;

Склянки с кристаллическими реактивами:
 AlCl3
 Na2CO3
 KCl

Микрошпатель;

Стеклянная палочка для перемешивания реактивов
Опыт №2:

2 капельницы с растворами:
 AlCl3
 NaCO3

Штатив с 1 пробиркой

Стеклянная палочка для перемешивания реактивов
Опыт №3

2 Водяных бани: горячая (с красным основанием) и
холодная (с синим основанием);

Склянка с кристаллическим ацетатом натрия;

Капельница с фенолфталеином;

Капельница с дистиллированной водой;

Штатив с 1 пробиркой;

Стеклянная палочка для перемешивания реактивов.
Справа находится кнопка вызова меню (рис. 3.2). В нем можно
увидеть выпадающее меню для переключения между опытами (кнопки
«Опыт 1», «Опыт 2» и т.д.), кнопку «Начать заново», кнопку выхода из
лабораторной работы, окна с подсказками к текущему опыту в лабораторной
работе (какие вещества нужно добавить в пробирку), кнопку для вызова окна
настроек (рис. 3.4), в котором можно включить полноэкранный режим,
настроить качество графики. Для выхода из полноэкранного режима нажать
клавишу ESC.
Рис. 3.2. Кнопка вызова бокового меню
Рис. 3.3. Боковое меню.
Рис. 3.4. Окно настроек
4. ПОРЯДОК ПРОВЕДЕНИЯ РАБОТЫ
Цель работы: осуществить реакции гидролиза некоторых солей,
изучить влияние состава солей и внешних условий на полноту их гидролиза.
Опыт № 1. Реакция среды в растворах различных солей
В 4 пробирки внесите по 5 капель воды. В первую пробирку
внесите 1 каплю раствора нейтрального лакмуса, перемешайте и
оставьте в качестве контрольной. В три другие пробирки растворите по
одному микрошпателю кристаллов солей. В каждую пробирку внесите по
1 капле раствора нейтрального лакмуса. Растворы размешайте. По
изменению окраски лакмуса сделайте вывод о реакции среды, помня, что в
кислой среде он имеет розовую окраску, в нейтральной – фиолетовую, в
щелочной – синюю.
Полученные результаты занесите в таблицу:
№ пробирки
Формула
соли
Окраска
лакмуса
Реакция среды
рН
раствора
1
2
3
Какие из исследованных солей подвергаются гидролизу?
Напишите ионно-молекулярные и молекулярные уравнения реакций
их гидролиза. Сделайте вывод о влиянии состава солей на способность их
к гидролизу, реакцию среды в растворах солей, глубину, характер
(необратимый, обратимый), продукты реакции.
Последовательность действий:
1. В каждую из четырех пробирок вносим по 5 капель воды
(нажимаем ЛКМ на капельницу с водой и по 5 раз ПКМ над
каждой пробиркой);
2. Первая пробирка является контрольной (пробирки
пронумерованы на штативе);
3. Берем первую пробирку (нажатие ЛКМ);
4. Добавляем 1 каплю нейтрального лакмуса (нажимаем ЛКМ
на пипетку с лакмусом, затем 1 раз нажимаем ПКМ над
пробиркой и затем снова ЛКМ, чтобы убрать пипетку
обратно);
5. Убираем пробирку в штатив (нажатие ЛКМ на пробирку);
6. Берем вторую пробирку (нажатие ЛКМ);
7. С помощью микрошпателя во вторую пробирку помещаем
несколько кристаллов хлорида алюминия (нажимаем ЛКМ
на пробирку и затем ЛКМ на микрошпатель с AlCl3);
8. Добавляем 1 каплю нейтрального лакмуса (см. п.4);
9. Перемешиваем раствор с помощью стеклянной палочки
(нажатие ЛКМ на палочку);
10. Убираем пробирку в штатив (нажатие ЛКМ на пробирку);
11. Берем третью пробирку (нажатие ЛКМ);
12. В третью пробирку таким же образом всыпаем несколько
кристаллов карбоната натрия (нажимаем ЛКМ на пробирку
и затем ЛКМ на микрошпатель с Na2CO3);
13. Добавляем 1 каплю нейтрального лакмуса (см. п.4);
14. Перемешиваем раствор с помощью стеклянной палочки
(нажатие ЛКМ на палочку);
15. Убираем пробирку в штатив (нажатие ЛКМ на пробирку);
16. Берем четвертую пробирку (нажатие ЛКМ);
17. В четвертую пробирку добавляем несколько кристаллов
хлорида калия (нажимаем ЛКМ на пробирку и затем ЛКМ на
микрошпатель с KCl);
18. Добавляем 1 каплю нейтрального лакмуса (см. п.4);
19. Перемешиваем раствор с помощью стеклянной палочки
(нажатие ЛКМ на палочку);
20. Убираем пробирку в штатив (нажатие ЛКМ на пробирку);
21. Отметим изменение окраски лакмуса в каждом из
растворов;
22. Делаем вывод о реакции среды учитывая изменение
окраски индикатора, т.е. учитываем то, что в кислой среде
лакмус имеет розовую окраску, в нейтральной –
фиолетовую, а в щелочной – синюю. Полученные
результаты заносим в таблицу:
Опыт № 2. Совместный гидролиз двух солей
В пробирку внесите 5 капель раствора трихлорида алюминия и
столько же капель раствора карбоната натрия. Обратите внимание на
выпадение осадка гидроксида алюминия и выделение пузырьков газа.
Напишите в ионно-молекулярном и молекулярном виде уравнения
реакции, которая привела к образованию гидроксида алюминия.
Объясните, почему образуется не карбонат, а гидроксид алюминия,
какой газ выделяется и почему? Сделайте вывод о взаимном усилении
гидролиза двух солей.
Последовательность действий:
1. Берем пробирку (нажатие ЛКМ на пробирку);
2. Берем капельницу, содержащую AlCl3 (нажатие ЛКМ на
капельницу);
3. Капаем в пробирку 5 капель этого раствора (5 нажатий
ПКМ на капельницу);
4. Берем капельницу с раствором NaCO3 (нажатие ЛКМ на
капельницу);
5. Капаем в пробирку 5 капель раствора карбоната натрия (5
нажатий ПКМ на капельницу);
6. Перемешиваем реагенты в пробирке с помощью
стеклянной палочки (нажатие ЛКМ на палочку);
7. Наблюдаем изменения, произошедшие с реагирующими
веществами. Отмечаем выпадение осадка гидроксида
алюминия и выделение пузырьков газа CO2;
8. Записываем в ионно-молекулярном и молекулярном виде
уравнение проведенной реакции, которая привела к
образованию гидроксида алюминия;
9. Объясняем, почему образуется не карбонат, а гидроксид
алюминия, какой газ выделяется и почему?
10. Делаем вывод о взаимном усилении гидролиза двух
солей;
Опыт № 3. Влияние температуры на степень гидролиза
Налейте в пробирку 1/2 ее объема дистиллированной воды,
внесите в нее 2-3 микрошпателя ацетата натрия и добавьте 3-4 капли
фенолфталеина. Раствор размешайте стеклянной палочкой. Обратите
внимание на окраску раствора. Напишите ионно-молекулярное и
молекулярное уравнения гидролиза этой соли. Раствор нагрейте на
водяной бане. Как изменилась окраска индикатора? Какой вывод об

изменении концентрации ионов ОН в растворе можно сделать на
основании изменения окраски фенолфталеина при нагревании? В каком
направлении смещается равновесие гидролиза? Охладите пробирку в
холодной воде. Происходит ли снова смещение равновесия гидролиза?
Сделайте вывод о влиянии температуры на степень гидролиза соли.
Укажите причины этого влияния.
Последовательность действий:
1. Берем пробирку (нажатие ЛКМ на пробирку);
2. Берем капельницу с дистиллированной водой (нажатие ЛКМ
на капельницу);
3. Наливаем в пробирку на 1/2 ее объема дистиллированной
воды (5 нажатий ПКМ на капельницу);
4. Всыпаем в эту пробирку микрошпатель ацетата натрия
(нажатие ЛКМ на микрошпатель);
5. Отставляем капельницу с водой в сторону;
6. Берем пипетку с фенолфталеином (нажатие ЛКМ на
пипетку);
7. Добавляем в пробирку 2 капли фенолфталеина (2 нажатия
ПКМ на пипетку);
8. Перемешиваем раствор стеклянной палочкой (нажатие ЛКМ
на палочку);
9. Наблюдаем произошедшие изменения с реагирующими
веществами, Обращаем внимание на окраску раствора;
10. Записываем ионно-молекулярное и молекулярное
уравнения гидролиза этой соли;
11. Помещаем пробирку на горячую водяную баню, заранее
подготовленную для эксперимента (нажатие ЛКМ на
пробирку);
12. Нагреваем пробирку на водяной бане в течение нескольких
минут (в верхней части экрана появится надпись о том, что
идет нагревание, когда надпись исчезнет – пробирка
нагрелась);
13. Достаем пробирку (нажатие ЛКМ);
14. Снова наблюдаем произошедшие изменения; Как
изменилась окраска индикатора?

15. Какой вывод об изменении концентраций ионов ОН в
растворе можно сделать на основании изменения окраски
фенолфталеина при нагревании? В каком направлении
смещается равновесие гидролиза?
16. Охлаждаем пробирку в холодной воде (нажатие ЛКМ на
пробирку);
17. Достаем пробирку после охлаждения (когда надпись
пропадет, нажимаем ЛКМ на пробирку)
18. Происходит ли снова смещение равновесия гидролиза?
19. Делаем вывод о влиянии температуры на степень
гидролиза соли. В чем причины этого влияния?
20. Составляем отчет о проделанной работе по указанной
форме.
Таблица
Варианты лабораторной работы
Опыты
Вари
анты
1
2
3
4
5
6
для специальностей
химического
профиля
1 (AlCl3, Na2CO3,
KCl); 2; 3
1(ZnSO4, KI,
Na3PO4); 2;3
1 (NaNO3,
CH3COONa,
Al2(SO4)3); 2; 3
1(CH3COONH4,
Na2SO4, FeSO4); 2; 3
1(BaCl2,Na2SO3,
(NH4)2CO3); 2; 3
1 (Ca(NO3)2,
Fe(NO3)3, NH4CNS);
2; 3
для
специальностей
нехимического
профиля
1(AlCl3, Na2CO3,
KCl)
1(ZnSO4,
KI,
Na3PO4)
1(NaNO3,
CH3COONa,
Al2(SO4)3)
1(CH3COONH4,
Na2SO4, FeSO4)
1(BaCl2,Na2SO3,
(NH4)2CO3)
1(Ca(NO3)2,
Fe(NO3)3,
NH4CNS)
Контрольные вопросы
для
для
специальностей специальностей
химического
нехимического
профиля
профиля
1 ВАРИАНТ
3+
a) AlCl3 = Al + 3Cl
1-
Al3+ + HO1-H+ + H+
AlCl3 + H2O = AlOH2+Cl2 + HCl
б) Na2CO3 +2Na + CO3 2CO32- + H+OH- = HCO3- + OH-
1а;8а
1а; 3
1б; 6
1б; 4
2а; 8б
2а; 5
2б; 7
2б; 3
2в; 8в
2в; 4
2г; 8г
2г; 5
Na2CO3 + H2O = NaOH + NaHCO3
в) KCl + HOH 
2 ВАРИАНТ
a) ZnSO4 = Zn2+ + SO42Zn2+ + HO-H+ = ZnOH- + H+
2ZnSO4 + 2H2O = (ZnOH)2SO4 + H2SO4
б) KJ + HOH 
в) Na3PO4 = 3Na+ + PO43PO43- + H+OH- = HPO42- + OHNa3PO4 + H2O = Na2HPO4 + NaOH
3 ВАРИАНТ
а) CH3COONa = CH3COO- + Na+
CH3COO- + H+OH- = CH3COOH + OHCH3COONa + H2O = CH3COOH + NaOH
б) Al2(SO4)3 = 2AL3+ + 3SO42Al3+ + HO-H+ = AlOH2+ + H+
Al2(SO4)3 +2H2O = 2AlOHSO4 + H2SO4
в) NaNO3  Na+ + NO34 ВАРИАНТ
а) СН3COONH4 = CH3COO- + NH4+
CH3COO- + H+OH- = CH3COOH + OHNH4+ + H+OH- = NH4OH + H+
CH3COONH4 + H2O = NH4OH + CH3COOH
б) Na2SO4  2Na+ + SO42в) FeSO4 = Fe2+ + SO42Fe2+ + H1-OH1+ = (FeOH)+ + H1+
2FeSO4 + 2H2O = (FeOH)2SO4 + H2SO4
5 ВАРИАНТ
а)Na2SO3 = 2Na1+ + SO32SO32- + H1+OH1- = HSO31- + OH1Na2SO4 + H2O = NaHSO3 + NaOH
б)(NH4)2CO3 = 2NH4 1+ CO32NH41+ + HO1-H1+ = NH4OH + H1+
CO32- + H1+OH1- = HCO31- + OH1(NH4)2CO3 + 2H2O = 2NH4OH + H2CO3
в)BaCl2  Ba2+ + 2Cl16 ВАРИАНТ
а) Ca(NO3)2  Ca2+ + 2NO31б) Fe(NO3)3 = Fe3+ + 3NO31Fe3+ + Ho1-H1+ = FeOH2+ + H1+
Fe(NO3)3 + H2O = FeOH(NO3)2 + HNO3
в) NH4CNS = NH41+ + CNS1NH41+ + HO1-H1+ = NH4OH + H1+
CNS1- + H1+OH1- = HCNS + H1+
NH4CNS + H2O = HCNS + NH4OH
5. КОНТРОЛЬНЫЕ ВОПРОСЫ И ЗАДАЧИ
1. Какую реакцию должны показывать водные растворы: а) нитрата
аммония, нитрата калия, цианида калия, цианида аммония, ацетата
аммония; б) хлорида магния, сульфата меди (II), хлорида олова (II),
иодида натрия, нитрита бария), сульфида аммония? Напишите уравнения
реакций, мотивирующие ответ, в молекулярном и ионно-молекулярном виде.
2.
Какие из солей не подвергаются гидролизу, и если
подвергаются, то по какому типу: а) K2SO4, Na2Se, BaS, RbNO3; б) Na3PO4,
KC1O, HCOOK, NH4ClO4; в) NaC104, KBrO, Ca(C10)2, CuSO4; г) СгС13,
Sr(CH3COO)2, Bi(NO3)3, (NH4)2SO4? Напишите
уравнения реакций,
мотивирующие ответ, в молекулярном и ионно-молекулярном виде.
3.
Какие из пар солей в водных растворах взаимно усиливают
гидролиз: а) FeCl3 и Na2SO3; б) А1(СН3СОО)з и MgCl2; в) Cr2(SO4)3 и Na2S; г)
A1(NO3)3 и ZnCl2? Напишите уравнения реакций, мотивирующие ответ, в
молекулярном и ионно-молекулярном виде.
4. Почему при действии водного раствора сульфида натрия на
раствор соли магния выделяется сероводород, а при действии растворов
хлорида аммония на раствор силиката натрия образуется осадок
кремневой кислоты? Напишите уравнения реакций, мотивирующие ответ, в
молекулярном и ионно-молекулярном виде.
5. Почему при смешении водных растворов сульфата алюминия и
сульфида натрия, а также растворов нитрата алюминия и карбоната
калия в осадок выпадает одно и то же вещество? Ответ мотивируйте,
приведя молекулярные и ионно-молекулярные уравнения реакций.
6. Сравните величины рН в 0,1 М растворах карбоната (учитывая
лишь первую стадию гидролиза) и гидрокарбоната натрия. Ответ
мотивируйте, приведя молекулярные и ионно-молекулярные уравнения
реакций и соответствующие расчеты.
7. Вычислите рН раствора, полученного при растворении 2,14 г
хлорида аммония в 500 мл воды. Изменением объема при растворении
можно пренебречь.
8. По величине рН вычислите молярную концентрацию, константу и
степень гидролиза соли в следующих растворах: a) NH4C1, если рН =
5,62; б) NH4NO3, если рН = 6,12; в) NaCH3 COO, если рН = 8,36; г) KCN,
если рН = 11,57.
6. ОТЧЕТ
Форма отчета
Цель работы___________________________________________________
_______________________________________________________________
Название опыта_________________________________________________
Ход работы: (краткий конспект)___________________________________
1._____________________________________________________________
2._____________________________________________________________
3._____________________________________________________________
4._____________________________________________________________
и т.д.__________________________________________________________
Используемая реактивы: (перечислить реактивы, которые используете в
опыте_________________________________________________________
________________________________________________________________
Наблюдения:__________________________________________________
1.______________________________________________________________
2.______________________________________________________________
3.______________________________________________________________
Химические
уравнения:______________________________________________________
1.______________________________________________________________
2.______________________________________________________________
3.______________________________________________________________
Выводы по работе________________________________________________
1.______________________________________________________________
2.______________________________________________________________
Работу выполнил__________________________________________
Отчет принял_____________________________________________
«____»______________20___г.