ОПЫТ 2. Ионные реакции с образованием слабого электролита А. Положите в пробирку несколько кристаллов хлорида аммония и прилейте раствор гидроксида натрия. Составьте уравнение реакции.
Б. Опустите в пробирку несколько кристаллов ацетата натрия и прилейте разбавленную серную кислоту. Напишите уравнение реакции.
ОПЫТ 3. Ионные реакции с образованием осадков
Налейте в 3 пробирки по 1 мл раствора хлорида бария и добавьте в 1 из них несколько капель раствора сульфата натрия, в другую - раствор серной кислоты, в 3-ю - раствор сульфата алюминия. Наблюдайте появления одинакового осадка. Составьте уравнение реакции. Что можно сказать о сущности реакции проделанном опыте?
ОПЫТ 4. Гидролиз солей
Определить рН растворов следующих солей: Nа2СO3, А12(So4)3, NaС1, СН3СООН. Напишите уравнение реакции гидролиза этих солей. Определить рН раствора с индикаторной бумаги. Для этого налейте в 4 пробирки раствор указанных солей, опустите в каждый раствор полоску индикаторной бумаги на несколько секунд/ Выньте бумагу и разу же сравните с цветной шкалой. Почему процесс гидролиза является обратимым?
ОПЫТ 5. Зависимость гидролиза от температуры
В пробирку с раствором ацетата натрия СН3СООNа прибавьте по 2 капли фенолфталеина и нагрейте пробирку, поместите ее в стакан с кипящей водой. Нагревание ведите до появления окраски. Какой вывод можно сделать на основании проведенного опыта.
ОПЫТ 6. Особые случаи полного гидролиза
В пробирку налейте 2 мл раствора сульфата алюминия А12(SO4)3, прилейте такой же объем раствора карбоната натрия Nа2СОэ. Наблюдайте выпадение осадка гидроксида алюминия и пузырьков диоксида углерода. Напишите молекулярное и ионное уравнение реакций.
ОПЫТ 7. Электропроводность растворов
Для изучения электропроводности растворов применяют прибор. В приборе находиться 6 химических стаканов, заполненных растворами: едкого натра, уксусной кислоты концентрированной, сахара, воды дистиллированной, уксусной кислоты 10%, воды водопроводной. В каждый стакан с раствором опущены по 2 угольных электрода, которые подключены к амперметру. Прибор включен в сеть. Последовательно включен каждый раствор и кнопкой «измерения» фиксируется сила электропроводности растворов. Чем объясняется различная электропроводность испытанных растворов? Напишите уравнения диссоциации электролитов.
1. Взаимодействие кислорода с металлами
2Сu + O2 = 2CuO
4Li + O2 = 2Li2O
2. Взаимодействие кислорода с неметаллами
S + O2 = SO2
C + O2 = CO2
3. Взаимодействие кислорода со сложными вещ-вами
CH4 + 2O2 = CO2 + 2H2O
2H2S + 3O2 = 2SO2 + 2H2O
Химические свойства серы.
1. Взаимодействует с кислородом
S + O2 = SO2
2. Взаимодействие с водородом
S + H2 = H2S
3. Взаимодействие с неметаллами
2S + Cl2 = S2Cl2
4. Взаимодействие с металлами
Cu + S = CuS
Fe + S = FeS
5. Взаимодействует со сложными вещ-вами
3S + 6KOH = K2SO3 + 2K2S + 3H2O
Общее: взаимодействие с металлами, неметаллами, кислородом и сложными веществами
HNO3→H+ + NO3-
В данном конкретном случае с(Н+)=с(NO3-)=c(HNO3)
pH это десятичный логарифм коцентрации ионов Н+ в растворе, взятый со знаком минус. Тогда в даннлм случае
pH=-lgc(H+)=-lg1=-(-1)=1
Аналогично решается любая подобная задача. Сам объем раствора в принципе не важен. Если же степень диссоциации (а) дана, то при расчете концентрации ионов Н+ надо понимать, что распадается в этом случае не все количество кислоты, а только его часть, показываемая степенью диссоциации. Например, если бы в нашем случае степень диссоциации равнялась бы 90%, то с(Н+) равнялась бы 0,9 моль/л, а не 1, и расчет -lgc(H+) пришлось бы проводить исходя именно из этого числа.