Растворение металлов в продуктах гидролиза солей

Обновлено: 04.10.2024

К 3 см 3 концентрированного раствора ( 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 наблюдать 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 ZnСl₂ и опустить в неё кусочек цинка. В другую пробирку налить столько же концентрированного раствора 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.

Общий вывод

Работу выполнил Студент группы

Работу принял Преподаватель

Дата

Лабораторная работа №4

Окислительно-восстановительные реакции

Цель работы: ознакомиться с сущностью и классификацией окислительно-восстано-вительных реакций, получить практические навыки составления уравнений этих реакций с помощью методов электронного и электронно-ионного баланса.

Оборудование и материалы: штатив с пробирками, фарфоровая чашка, микрошпатель, растворы Н₂SO₄, КI, КМпO₄, FеС1₃, ВаСl₂, СuSO₄, Н₂О₂, МnSO₄, Na₂SО₃, кристаллический йод, порошкообразный цинк, раствор крахмала, концентрированный раствор щёлочи.

Выполнение работы.

Окислители и восстановители, окислительно-восстановительная двойственность

Опыт №1. Окислительные свойства пероксида водорода

В пробирку налить 1-2 см 3 раствора КI, подкислить 2-3 каплями разбавленного раствора Н₂SO₄ и прибавить 1-2 см 3 Н₂O₂. Наблюдается выделение йода (прибавить 1 каплю раствора крахмала). Составить уравнение реакции на основе электронного баланса.

Опыт №2. Восстановительные свойства пероксида водорода

В пробирку налить 1-2 см 3 раствора КМпO₄, подкислить 2-3 каплями разбавленного раствора Н₂SO₄ и прибавить 1—2 см 3 раствора Н₂О₂ до обесцвечивания раствора перманганата. Определив окислитель и восстановитель в этой реакции, составить уравнение реакции учитывая, что одним из продуктов является кислород.

Типы окислительно-восстановительных реакций

Опыт №3. Реакции межатомного взаимодействия. Окисление цинка йдом (опыт проводить под тягой)

Поместить в фарфоровую чашку немного цинковой пыли на кончике микрошпателя прибавить туда же несколько кристаллов йода. Смесь перемешать. Для ускорения реакции прибавить 1 каплю Н₂O (катализатор). Наблюдается бурное протекание реакции. Составить уравнение реакции методом электронного баланса.

Опыт №4. Реакции межмолекулярного взаимодействия. Окисление йодида солью трехвалентного железа

В пробирку налить 1-2 см 3 раствора соли железа (III) и 1 см 3 раствора КI. Содержимое пробирки разбавить дистиллированной водой до слабо-желтого цвета и прилить 1-2 капли раствора крахмала. Появление синей окраски свидетельствует о выделении йода. На основе электронного баланса составить уравнение реакции.

Опыт №5. Окислительно-восстановительные реакции с участием атомов одного элемента в разных степенях окисления

Налить в пробирку 1-2 см 3 раствора перманганата калия, прилить столько же раствора сульфата марганца. Осторожно встряхнуть пробирку. При этом окраска раствора исчезает. Составить уравнение реакции в нейтральной среде, одним из продуктов реакции является диоксид марганца, выпадающий в осадок.

Опыт №6. Реакции внутримолекулярного окисления – восстановления. Разложение пермангоната калия

Осторожно нагреть в сухой пробирке небольшое количество (несколько кристаллов) перманганата калия в течение 5 мин. После остывания пробирки полученную соль растворить в небольшом количестве воды. Обратить внимание на зеленую окраску раствора и наличие осадка. Составить уравнение реакции на методом электронного баланса.

Опыт №7. Реакции самоокисления-самовосстановления (диспропорционирова-

Ния). Разложение сульфита натрия.

В пробирку поместим несколько кристаллов сульфита натрия. Осторожно нагреть про- бирку в течение 5 мин. и после охлаждения налить небольшое количество воды, добиваясь пол-ного растворения вещества. Раствор разделить на 2 пробирки. Содержимое одной из пробирок испытать на присутствие иона S 2- действием раствора СuSO₄, а в другой пробирке, действуя раствором ВаС1₂, обнаружить ион SO₄ 2- . Составить уравнение реакции самоокисления - самовосстановления методом электронного баланса.

Методические рекомендации на тему«Влияние гидролиза солей на направление химической реакции. Взаимодействие металлов с продуктами гидролиза»

Пример 1 .Магний опустили в раствор хлорида магния, наблюдали образование белого осадка и пузырьков газа, без цвета и запаха.

1 этап. Гидролиз хлорида магния по катиону

Mg 2+ + H ₂ O → MgOH + + H +

2 H + + Mg 0 → Mg 2+ + H ₂ ↑

Mg 0 + MgCl ₂ + 2 H ₂ O →2 MgOHCl ↓ + H ₂ ↑

Пример 2. Алюминий опустили в раствор хлорида алюминия

1 этап. Гидролиз хлорида алюминия по катиону

Al 3+ + H ₂ O → AlOH 2+ + H +

2 H + + Al 0 → Al 3+ + H ₂ ↑

2 Al 0 + 4 AlCl ₃ + 6 H ₂ O →6 AlOHCl ₂ ↓ + 3 H ₂ ↑

Б) Взаимодействие металла и соли другого металла, подвергающейся гидролизу по катиону с образованием основной соли металла из гидролизующейся соли, и газообразного водорода

Ме + соль (другого Ме ) = основная соль( Ме ) + средняя соль ( Ме ) + Ме ↓+ Н_{2 ↑}

Пример 3. Магниевый порошок опустили в раствор хлорида меди ( II )

С u 2+ + H ₂ O → CuOH + + H +

3 этап. Mg 0 + С u 2+ → Cu o ↓ + Mg 2+

3 Mg 0 + 4С uCl ₂ + 2 H ₂ O →2 CuOHCl ↓ + H ₂ ↑+ 2С u ↓+3 MgCl ₂

Пример 4. Цинковые опилки опустили в раствор хлорида железа( II )

1 этап. Гидролиз хлорида железа( II ) по катиону

Fe 2+ + H ₂ O → FeOH + + H +

2 H + + Zn 0 → Zn 2+ + H ₂ ↑

3 этап. Zn 0 + Fe 2+ → Zn 2+ + Fe ↓

3 Zn 0 + 4 FeCl ₂ + 2 H ₂ O →2 FeOHCl ↓ + H ₂ ↑+ 2 Fe ↓+3 ZnCl ₂

3 Mg 0 + 4 ZnCl ₂ + 2 H ₂ O → 2 ZnOHCl ↓ + H ₂ ↑+2 Zn ↓+3 MgCl ₂

Mg 0 + 2 NH ₄ Cl + 2 H ₂ O → 2 NH _3* H ₂ O + H ₂ ↑+2 Zn ↓+ MgCl ₂

4 Mg 0 + 4 FeCl ₃ + 2 H ₂ O →2 FeOHCl ₂ ↓ + H ₂ ↑+ 2 Fe ↓+4 MgCl ₂

В) Взаимодействие металла с продуктами гидролиза по аниону

Ме + соль (гидролиз по An n - )= [комплексная соль] + кислая соль + Н_{2 ↑}

_{Амфот с ионом амф ме из соли}

Пример 5. Алюминий опустили в раствор карбоната натрия

1 этап. Гидролиз карбоната натрия по аниону

CO ₃ 2- + H ₂ O → HCO ₃ 2- + OH - среда щелочная

Примеры :

Г) Полный необратимый гидролиз

Все РИО проверяйте по ТР. Если для продуктов реакции стоит «-» , следовательно, продукты реакции подверглись полному необратимому гидролизу

Д) «полуполный гидролиз»

Идет между сульфатами, гидролизующимися по катиону и карбонатами и сульфитами, гидролизующимися по аниону. В результате образуется основные карбонаты и сульфиты, оксид углерода ( IV ) или оксид серы ( IV ), сульфат

Пример 6

Примеры заданий с сайта «Решу ЕГЭ»

(Красным выделения химические уравнения с гидролизом)

С3.задание 32. Вариант 4075 Гидрокарбонат натрия прокалили. Полученное после прокаливания твёрдое вещество растворили в воде и смешали с раствором бромида железа (III), в результате чего выпал бурый осадок и образовался газ. Осадок отделили и прокалили. Твёрдый остаток растворили в иодоводородной кислоте. Напишите уравнения четырёх описанных реакций.

С3. Решу ЕГЭ . Задание 4556

Иодоводородную кислоту нейтрализовали гидрокарбонатом калия. Полученная соль прореагировала с раствором, содержащим дихромат калия и серную кислоту. При взаимодействии образовавшегося простого вещества с алюминием получили соль. Эту соль растворили в воде и смешали с раствором сульфида калия, в результате чего образовался осадок и выделился газ.

В,Н. Доронкин, АГ Бережная, ТВ Сажнева, ВА Февралева «Химия. Задания высокого уровня сложности»

7. Вещество, полученное на аноде при электролизе раствора йодида натрия с инертными электродами, прореагировало с сероводородом. Образовавшееся твердое вещество сплавили с алюминием и продукт растворили в воде. Составьте уравнения четырех описанных реакций.

21. К раствору сульфата алюминия добавили избыток раствора гидроксида натрия. В полученный раствор небольшими порциями прибавили соляную кислоту. При этом наблюдали образование объемного осадка белого цвета, который растворился при дальнейшем приливании кислоты. В образовавшийся раствор прилили раствор карбоната натрия. Составьте уравнения четырех описанных реакций.

46. Вещество, выделившееся на катоде при электролизе расплава хлорида натрия, сожгли в кислороде. Полученный продукт поместили в газометр, наполненный углекислым газом. Образовавшееся вещество добавили в раствор хлорида аммония и раствор нагрели . Составьте уравнения четырех описанных реакций.

163. К раствору сульфата меди ( II ) прилили избыток раствора соды. Выпавший осадок прокалили, а полученный продукт нагрели в атмосфере водорода. Полученный продукт растворили в концентрированной азотной кислоте. Составьте уравнения четырех описанных реакций.

Химия лаб №4 Исследование гидролиза солей. Лабораторная работа 4 Исследование гидролиза солей По дисциплине Общая химия

Единственный в мире Музей Смайликов

Самая яркая достопримечательность Крыма

Федеральное государственное бюджетное образовательное учреждение высшего образования

Санкт-Петербургский горный университет

Исследование гидролиза солей

По дисциплине Общая химия

(наименование учебной дисциплины, согласно учебному плану)

Выполнил: студент гр.

(шифр группы) (подпись) (Ф.И.О.)

(должность) (подпись) (Ф.И.О.)

Цель работы: Ознакомиться с процессом гидролиза солей и его следствиями. Научиться составлять уравнения гидролиза.

Опыт 1. Гидролиз солей

В отдельные пробирки наливаем по 3-4 капли растворов сульфата цинка, сульфата алюминия, карбоната натрия, сульфида натрия и ацетата свинца. Добавляем по 1-2 капли лакмуса и записываем в таблицу окраску каждого из растворов этих солей. Выливаем содержимое пробирок, промывем их дистилированной водой и вновь наливаем указанные выше растворы. Добавляем по 1-2 капли фенолфталеина и записываем окраску. Определяем pH солей универсальной индикаторной бумагой.

Результаты опыта:

№	Формула соли	Окраска индикаторной бумаги	Окраска фенолфталеина	pH раствора по универсальной индикаторной бумаге	Характер раствора
1	ZnSO4	Светлая	Бесцветный	5	Слабокислый
2	Al2(SO4)3	Оранжевая	Бесцветный	3	Кислый
3	Na2CO3	Синяя	Розовый	11	Слабощелочной
4	Na2S	Фиолетовая	Фиолетовый	12	Щелочной
5	(CH3COO)2Pb	Жёлтая	Бесцветный	4	Слабокислый

Уравнения реакций гидролиза:

1. Первая стадия:
Молекулярное уравнение:
2ZnSO4 + 2H2O ⇄ (ZnOH)2SO4 + H2SO4
Полное ионное уравнение:
2Zn2 + 2SO4 + 2H2O ⇄ 2ZnOH + SO4 + 2H + SO4

Вторая стадия:
Молекулярное уравнение:
(ZnOH)2SO4 + 2H2O ⇄ 2Zn(OH)2 + H2SO4
Полное ионное уравнение:
2ZnOH + SO4 + 2H2O ⇄ 2Zn(OH)2 + 2H + SO4

2. Первая стадия:
Молекулярное уравнение:
Al2(SO4)3 + 2HOH ⇄ 2AlOHSO4 + H2SO4
Полное ионное уравнение:
2Al3 + 3SO4 + 2HOH ⇄ 2AlOH2 + 2SO42+ 2H+ SO4

Вторая стадия:
Молекулярное уравнение:
2AlOHSO4 + 2H2O ⇄ (Al(OH)2)2SO4 + H2SO4
Полное ионное уравнение:
2AlOH2+ 2SO4 + 2H2O ⇄ 2Al(OH)2 + SO4+ 2H + SO4

Третья стадия:
Молекулярное уравнение:
(Al(OH)2)2SO4 + 2H2O ⇄ 2Al(OH)3 + H2SO4
Полное ионное уравнение:
2Al(OH)2 + SO4+ 2H2O ⇄ 2Al(OH)3 + 2H+ SO4

3. Первая стадия:
Молекулярное уравнение:
Na2CO3 + HOH ⇄ NaHCO3 + NaOH
Полное ионное уравнение:
2Na + CO3 + HOH ⇄ Na + HCO3+ Na + OH

Вторая стадия:
NaHCO3 + H2O ⇄ H2CO3 + NaOH
Полное ионное уравнение:
Na+ HCO3 + H2O ⇄ H2CO3 + Na+ OH

4. Первая стадия:
Молекулярное уравнение:
Na2S + H2O ⇄ NaOH + NaHS
Полное ионное уравнение:
2Na + S + H2O ⇄ Na + OH + Na+ HS

Вторая стадия:
Молекулярное уравнение:
NaHS + H2O ⇄ NaOH + H2S
Полное ионное уравнение:
Na+ HS + H2O ⇄ Na + OH+ H2S

5. (CH3COO)2Pb + HOH ⇄ CH3COOPbOH + CH3COOH

Вывод: в ходе опыта были определены водородные показатели (pH) растворов различных солей и на основании полученных данных были установленых характеры этих растворов. (pH более 7 – щелочной, ниже 7 – кислый, 7 – нейтральный). Были составлены уравнения гидролизов данных солей.

Опыт 3(А). Влияние силы кислоты и основания, образующих соль, на степень гидролиза

1) В три пробирки налить равные объемы сульфита натрия, ацетата натрия и карбоната натрия. В каждую пробирку добавить по одной капле фенолфталеина. Отметить интенсивность окраски фенолфталеина в каждом случае. Определить pH растворов по универсальному индикатору.

2) В другие две пробирки налить одинаковый объём растворов солей алюминия и магния. Определить pH каждого раствора по универсальному индикатору. Прилить по 3 капли раствора лакмуса и отметить цвет раствора.

Результаты опыта:

1) Na2SO3 – Слабая интенсивность окраски фенлофталеина
(pH раствора по УИ = 8)

Na2CO3 – Сильная интенсивность окраски фенлофталеина
(pH раствора по УИ = 11)

2) Al2(SO4)3 (pH раствора по УИ = 0) Цвет лакмуса ярко-розовый

MgSO4 (pH раствора по УИ = 6) Лакмус не изменил цвет

Уравнения реакций гидролиза:

1. Первая стадия:
Молекулярное уравнение:
Na2SO3 + H2O ⇄ NaOH + NaHSO3
Полное ионное уравнение:
2Na+ SO32 + H2O ⇄ Na + OH + Na + HSO3

Вторая стадия:
Молекулярное уравнение:
NaHSO3 + H2O ⇄ NaOH + H2SO3
Полное ионное уравнение:
Na + HSO3 + H2O ⇄ Na + OH + H2SO3

3. Молекулярное уравнение:
CH3COONa + HOH ⇄ CH3COOH + NaOH
Полное ионное уравнение:
CH3COO- + Na+ + HOH ⇄ CH3COOH + Na+ + OH-

4. Первая стадия:
Молекулярное уравнение:
Al2(SO4)3 + 2HOH ⇄ 2AlOHSO4 + H2SO4
Полное ионное уравнение:
2Al3 + 3SO4 + 2HOH ⇄ 2AlOH2 + 2SO4 + 2H+ SO4

Вторая стадия:
Молекулярное уравнение:
2AlOHSO4 + 2H2O ⇄ (Al(OH)2)2SO4 + H2SO4
Полное ионное уравнение:
2AlOH2 + 2SO4 + 2H2O ⇄ 2Al(OH)2 + SO4 + 2H+ SO42

5. Молекулярное уравнение:
2MgSO4 + 2H2O ⇄ (MgOH)2SO4 + H2SO4
Полное ионное уравнение:
2Mg2+ + 2SO42- + 2H2O ⇄ 2MgOH+ + SO42- + 2H+ + SO42-

Вывод: в ходе первой части опыта были определены pH различных растворов солей. Была установлена интенсивность окраски фенолфталеина, исходя из которой можно сделать заключение, что она растёт по мере повышения щёлочности раствора. В ходе второй части опыта были также определены pH двух растворов солей и установлен цвет лакмуса в каждом из них, исходя из которого можно сделать заключение, что лакмус изменял цвет по мере роста кислотности раствора. Были составлены уравнения гидролизов данных солей.

Опыт 4. Растворение металлов в продуктах гидролиза.

В пробирку налить 0,5 мл конц. Раствора сульфата алюминия Al₂(SO₄)₃. Внести в пробирку кусочек металлического цинка.

Экспериментальная часть

Приготовить растворы солей, из числа предложенных преподавателем (для растворения использовать несколько кристалликов). Определить рН растворов с помощью универсального индикатора. Сделать вывод, в каком случае протекает гидролиз, занести результаты в таблицу.

№

Формула соли

Цвет индикатора

рН

Среда

Уравнение гидролиза в молекулярном и ионно-молекулярном виде

Опыт 6. Изучение влияния заряда катионана его поляризующее действие и гидролиз по катиону

С помощью универсальной индикаторной бумаги сравнить рН растворов FeSO₄ и FеСl₃. Какая из двух солей гидролизуется сильнее и почему? Записать уравнения ступенчатого гидролиза этих солей в молекулярном и ионном виде.

Опыт 7. Изучение влияния условий проведения гидролиза на полноту его протекания

а) Влияние концентрации. В пробирку налить 2-3 капли концентрированного раствора хлорида железа (III). Установить с помощью индикаторной бумаги среду раствора (рН). Раствор в пробирке разбавить дистиллированной водой, увеличив объем в 3-4 раза и установить рН разбавленного раствора. Наблюдается ли помутнение раствора при добавлении воды? Написать уравнения гидролиза соли по первой и второй ступеням. Сделать вывод о влиянии концентрации соли на полноту ее гидролиза. К содержимому пробирки добавить по каплям концентрированную соляную кислоту до полного растворения осадка. В какую сторону сдвигается равновесие гилролиза?

б) Влияние температуры. В пробирку налить 0,1 н раствор ацетата натрия, добавить 2-3 капли раствора фенолфталеина. Отметьте цвет содержимого пробирки. Что наблюдается при нагревании пробирки? Чем это объясняется? Почему цвет раствора с индикатором изменяется при охлаждении пробирки? Составьте уравнение реакции гидролиза ацетата натрия в молекулярном и ионном виде.

В пробирку налить раствор FeCl₃ и прокипятить на спиртовке. Что наблюдается? Написать уравнения гидролиза по всем ступеням, имея в виду, что вторая и третья ступени гидролиза возможны при нагревании. Сделать вывод о влиянии температуры на полноту гидролиза солей.

Опыт 8. Взаимное усиление гидролиза двух солей

К 5-6 каплям раствора сульфата алюминия прибавить такой же объем раствора карбоната натрия. Что наблюдаете? Почему при смешивании растворов выделяется газ? Какой это газ? Написать уравнение реакции и объяснить, присутствует ли в осадке карбона-ион? Каков состав осадка? Почему образуется не карбонат, а гидроксид алюминия? Повторить опыт в другой пробирке с использованием сульфата алюминия и сульфида натрия (тяга!). Определить по запаху, какой газ при этом выделяется. Написать уравнение реакции и объяснить, почему образуется не сульфид, а гидроксид алюминия. Как убедиться в том, что осадок не является сульфидом?

Опыт 9. Растворение металлов в продукте гидролиза их солей

Растворить хлорид цинка, опустить в пробирку кусочек цинка и нагреть пробирку. Какой газ выделяется? Чем объяснить выделение газа? Составить уравнение реакции.

Контрольные вопросы

1 Какие реакции относятся к реакциям двойного обмена?

3 Какие равновесия возникают при диссоциации амфотерного гидроксида Sb(OH)₃? Изобразите в виде ионно-молекулярных уравнений реакции растворения этого соединения в кислоте и щелочи.

4 Что такое произведение растворимости труднорастворимого электролита? Какие условия необходимы: а) для образования осадка? б) для растворения осадка?

5 Напишите молекулярные и ионные уравнения реакций гидролиза сульфита калия, хлорида алюминия, сульфида натрия, хлорида хрома (III), сульфида алюминия.

гидролиз. Отчет по лабораторной работе 4 По дисциплине

Кафедра общей химии

Отчет по лабораторной работе №4

По дисциплине: Химия

Тема работы: Исследование гидролиза солей
Выполнил: студент гр. МЦ-18 Калина В.А.

(шифр группы) (подпись) (Ф.И.О)

Проверил: доцент кафедры общей химии Згонник П.В.

Общие теоретические сведения

Гидролиз соли, образованной сильным основанием и слабой кислотой.

С водой карбонат-ион взаимодействует по реакции СО₃ 2- + НОН = HCO - + ОН - .

Распределяя катионы натрия по образующимся в ходе гидролиза анионам, получим молекулярное уравнение гидролиза:

Гидролиз соли, образованной слабым основанием и сильной кислотой.

С водой реагирует остаток слабого основания - катион Fe 2+ : Fe 2+ + НОН = FeOH + + H + .

Так как в ходе гидролиза образуются ионы Н + , то среда в растворе FeSO₄ кислая.

Молекулярное уравнение гидролиза:

Степень гидролиза солей этих двух групп невелика - не превышает нескольких процентов. Поэтому гидролиз многозарядных ионов протекает не далее первой ступени, т.е. ограничивается взаимодействием иона только с одной молекулой воды.

3. Гидролиз соли, образованной двумя слабыми электролитами. Гидролиз протекает по катиону и аниону: М + + А - + Н₂О = МОН + НА. Например, ацетат натрия CH₃COONa образован слабым основанием NH₄OH и слабой кислотой СН₃СООН, соответственно, с водой взаимодействует и катион аммония и ацетат-ион:

Молекулярная форма реакции:

Образующиеся слабые кислота и основание диссоциируют в разной степени, поэтому среда в растворе зависит от их относительной силы. Если кислота сильнее, то ее константа диссоциации больше и среда слабокислая. Если сильнее основание, то среда слабощелочная.

Степень гидролиза соли, образованной слабой кислотой и слабым основанием многократно выше, чем у солей первых двух групп, гидролизующихся только по одному иону. Если продуктами гидролиза являются труднорастворимые соединения или газы, то гидролиз протекает полностью. Пример необратимого, полного гидролиза:

Степень гидролиза солей зависит от ряда факторов, определяемых принципом Ле-Шателье.

Чем слабее кислота или основание, образующиеся в результате гидролиза, тем выше глубина протекания процесса.

С увеличением количества воды (разбавлением раствора) степень гидролиза возрастает. Поскольку гидролиз всегда протекает с поглощением тепла, является эндотермической реакцией, степень гидролиза повышается при нагревании раствора.

Гидролиз солей первой группы может быть подавлен добавлением кислоты, а во второй группе солей - щелочи.

При смешивании растворов солей первой и второй групп происходит взаимное усиление гидролиза.

Цель работы: ознакомиться с процессом гидролиза солей и его следствиями, научиться составлять уравнения гидролиза.

Описание работы:

Опыт 1. Гидролиз солей.

В отдельные пробирки наливаю по 3-4 капли растворов хлорида железа (III), сульфата цинка, сульфата алюминия, карбоната натрия и сульфида натрия. Добавляю по 1-2 капли лакмуса и записываю в таблицу окраску каждого из растворов этих солей. Выливаю содержимое пробирок, промываю их дистилированной водой и вновь наливаю указанные выше растворы. Добавляю по 1-2 капли фенолфталеина и записываю окраску растворов.

Опыт 4. Растворение металлов в продуктах гидролиза солей.

В одну пробирку налить 0,5 мл концентрированного раствора сульфата цинка, в другую – столько же концентрированного раствора сульфата алюминия. Внести в обе пробирки по кусочку цинка. Для ускорения реакций пробирки можно нагреть.

Опыт 5. Взаимное усиление гидролиза при взаимодействии растворов двух солей

В одну пробирку налить 3−5 капель раствора хлорида железа (III), во вторую – столько же раствора сульфата алюминия, в третью – столько же раствора сульфата хрома (III). В первые две пробирки добавить 3−5 капель раствора карбоната натрия, в третью – столько же раствора сульфида натрия. Во всех трех пробирках выпадают в осадок гидроксиды металлов (железа, алюминия и хрома) и выделяются газы.
Порядок выполнения работы

Читайте также: