3. Материалы для самоподготовки к усвоению данной темы:

1. Основные типы гидролиза солей.

2. Расчет константы гидролиза ,степени гидролиза и рН.

3. Влияние на гидролиз солей температуры, концентрации.

4. Написать уравнение гидролиза растворов солей: KCN, NH₄Cl, Al₂S₃, указать рН среды.

5. Растворы ненасыщенные, насыщенные, пересыщенные. Растворимость, единицы измерения.

6. Закон действующих масс для системы осадок-раствор. Произведение растворимости (константа растворимости).

7. Условия образования и растворения осадков.

4. Вид занятия: лабораторное занятие.

5. Продолжительность занятия: 3 часа.

6. Оснащение рабочего места:

6.1. Дидактический материал: справочник физико-химических величин, 6.2. ТСО: калькуляторы.

6.3. Посуда и приборы:

штатив с пробирками, pH-метр	на группу
6.4.Объекты исследования:
0,1 М растворы HCl, CH3COOH, NaOH, NH4OH, солей Na2CO3, Na2SiO3, NaHCO3, NH4Cl, CH3COONa, Al2(SO4)3, FeCl3,CH3COONH4, MgSO4.	на группу
6.5. Реактивы:
2 стандартных буферных раствора, универсальный индикатор (бумага), 2М растворы HCl и NH4Cl	на группу

7. Содержание занятия.

7.1. Типовой тест входного контроля.

1. рН меньше 7 для раствора

1) Ba(NO₃)₂ 2) CuSO₄ 3) Na₂CO₃ 4) Al₂S₃

2. Степень гидролиза FeCl₃ уменьшится при добавлении небольших количеств:

1) HCl 2) NaOH 3) H₂O 4) Na₂CO₃

2. При смешивании растворов FeCl₃ и Na₂CO₃ образуются вещества:

1) HCl 2) Fe(OH)₃ 3) CO₂ 4) NaCl

2. При образовании осадка происходит:

1) уменьшение энтропии 2) увеличение энтальпии

3) уменьшение энергии Гиббса 4) увеличение энтропии

2. Наиболее растворимая соль

1) CaCO₃ (ПР=3,8 ∙10^-9) 2) CaSO₄ (ПР=2,5∙10^-5)

3) CaSO₃ (ПР=3,2 ∙10^-7) 4) CaC₂O₄ (ПР=2,3 ∙10^-9).

7.2. Узловые вопросы, необходимые для усвоения темы занятия.

1. Основные типы гидролиза солей.

2. Расчет константы гидролиза ,степени гидролиза и рН.

3. Влияние на гидролиз солей температуры, концентрации.

4. Написать уравнение гидролиза растворов солей: KCN, NH₄Cl, Al₂S₃,

указать рН среды.

5. Написать уравнения ступенчатого гидролиза растворов солей: FeCl₃,

K₂CO₃.

6 . Растворы ненасыщенные, насыщенные, пересыщенные. Растворимость,

единицы измерения.

7. Закон действующих масс для системы осадок-раствор. Произведение

растворимости (константа растворимости).

8. Условия образования и растворения осадков. Изоморфизм. Примеры.

7.3. Самостоятельная работа студентов.

Лабораторная работа.

Опыт 1.Определение рН растворов кислот, оснований, солей.

С помощью универсального индикатора или рН-метра определите рН ряда растворов, рассчитайте для них же рН,запишите результаты в таблицу:

№	вещество	С,М	рНэксп.	рНрасчет	Кг	αг
1	Н2О
2	НCl
3	NaOH
4	NH3∙H2O
5	CH3COOH
6	NaCl
7	NH4Cl
8	FeCl3
9	Na2CO3
10	NaHCO3
11	CH3COONH4

Сравните измеренные и вычисленные значения рН. Объясните, почему в медицине для приема внутрь и полосканий используют NaHCO₃, а не Na₂CO₃.

Опыт 2. Растворение осадка Mg(OH)₂.

Получите в двух пробирках гидроксид магния из сульфата магния и гидроксида натрия. Добавьте к осадку в первой пробирке одну каплю 2М раствора НСl и перемешайте содержимое пробирки, затем вторую каплю и т.д. Отсчитайте и запишите число капель раствора HCl, при котором произошло полное растворение осадка гидроксида магния. Повторите то же самое с осадком во второй пробирке, добавляя к нему по каплям раствор 2М раствор NH₄Cl . Почему в одном случае растворение осадка произошло раньше? Дайте обоснованный ответ.