Практическая часть

Опыт 1. Реакция растворов солей при гидролизе

Перенесите в лабораторный журнал приведенную ниже табл. 7 с учетом того, что будет проанализировано пять солей.

В отдельные пробирки наливайте по 1-2 см³раствора сле­дующих солей:1) нитрат калия,2) карбонат натрия, 3) сульфат алюминия, 4) хлорид железа (III), 5) ацетат аммония. Налив в пробирку раствор соли, определите реакцию среды, опуская в раствор индикаторную бумажку. Отметьте изменение окраски индикатора. Результаты исследований записывайте в табл. 7 аналогично разобранному примеру. Окончив исследование всех пяти растворов солей, напишите для каждой соли уравне­ние реакции гидролиза в молекулярной, полной и сокращен­ной ионной формах.

Таблица 7

Формула соли	Цвет индикатора	Реакция раствора	pH раствора	Какими основанием и кислотой образована соль (сильная, слабая)
к2со3	Синий	Щелочная	рН> 7	Сильное основание + слабая кислота

Опыт 2. Влияние температуры на гидролиз

Налейте в пробирку 1-2 см³раствора ацетата натрияCH₃COONa и прибавьте 2-3 капли раствора фенолфталеина. На­грейте раствор до кипения и наблюдайте изменение окраски. Напишите уравнение реакции гидролиза ацетата натрия в моле­кулярной, полной и сокращенной ионной формах. Сделайте вы­вод о тепловом эффекте реакции. Объясните изменение окраски раствора при нагревании.

Опыт 3. Влияние разбавления раствора на гидролиз

и сдвиг равновесия гидролиза

Налейте в пробирку 1 см³раствора нитрата висмутаBi(N0₃)₃. Постепенно разбавляйте раствор дистиллированной водой до выпадения в осадок нитрата гидроксовисмута. К полученному осадку прибавьте несколько капель концентрированной азотной кислоты до растворения осадка. Напишите уравнение реакции гидролиза нитрата висмута. Укажите, как смещается равновесие гидролиза при разбавлении раствора соли и при увеличении концентрации азотной кислоты. Сделайте вывод об обратимости процесса гидролиза.

Опыт 4. Необратимый гидролиз

Налейте в пробирку 1-2 см³раствора хлорида железа (III) и прибавляйте к нему по каплям раствор содыNa₂C0₃. Наблюдай­те выпадение осадка гидроксида железа (III) и выделение газа. Напишите уравнения реакций: между хлоридом железа (III) и содой с образованием карбоната железа (III); между карбонатом железа (III) и водой. Объясните, почему процесс гидролиза кар­боната железа (III) необратим.

5. Реакции окисления-восстановления

Теоретическое введение § 1. Понятие о степени окисления атомов

Под степенью окисленияатомов в соединении следует пони­мать условный заряд атома, вычисленный исходя из допущения, что молекула - это электронейтральная частица, состоящая только из ионов. При определении степени окисления атомов в соединении необходимо учитывать следующее: степень окис­ления атомов в простом веществе равна нулю: Н₂°, 0₂°, Fe°, Zn° и так далее.

Положительную степень окисления определяют числом элек­тронов, оттянутых от данного атома. Положительную степень окисления в соединениях проявляют, например, металлы, водо­род (кроме гидридов):

+1 +1 +1 +1 -1 KI, Na₂S0₄, K₂S, НС1,NaH.

Отрицательная степень окисления определяется числом при­тянутых атомов электронов. Отрицательную степень окисления в соединениях проявляют почти всегда кислород, исключение составляет фторид кислорода:

-2 -2 -1 +2 н₂о,so₂, н₂о₂,of₂.

При подсчете степеней окисления атомов необходимо учиты­вать, что алгебраическая сумма всех степеней окисления в электро- нейтральной молекуле равна нулю. Например, подсчитаем сте­пень окисления хлора в хлорноватой кислоте - НСЮз. Сначала проставим известные нам степени окисления водорода и кисло-+1 -2

рода: НС10₃.Составим уравнение, обозначив степень окисле­ния хлора через X:

+1 + X + 3 (- 2) = О, отсюда X =-1+6= +5; степень окисления хлора в хлорноватой кислотеНСЮз равна+5.