kod kursu:
WPC 2002l
Podstawy Chemii Nieorganicznej
Ćwiczenia laboratoryjne
HYDROLIZA
Opracowanie: Jerzy Wódka
WPROWADZENIE
Hydroliza jest szczególnym przypadkiem procesu solwolizy tzn. reakcji chemicznych jonów
słabego kwasu lub słabej zasady z cząsteczkami rozpuszczalnika o charakterze protonowym.
W przypadku hydrolizy oznacza to reakcję anionów słabego kwasu lub kationu słabej zasady z
cząsteczkami wody. Podobnie jak dysocjacja elektrolityczna, hydroliza jest jednym z rodzajów
reakcji protolitycznej, w których woda, jako kwas lub zasada Bronsteda, reaguje z anionami sła-
bych kwasów lub kationami słabych zasad, będącymi kwasami i zasadami Bronsteda.
Hydrolizie ulegają kationy słabych zasad i aniony słabych kwasów pochodzących od soli słabych
zasad i silnych kwasów, soli słabych kwasów i mocnych zasad oraz soli słabych kwasów i sła-
bych zasad. Hydrolizie nie ulegają aniony mocnych kwasów i kationy mocnych zasad.
Hydroliza soli słabych zasad i mocnych kwasów oraz słabych kwasów i mocnych zasad
typu NH4Cl, CH3COONa.
Po rozpuszczeniu w wodzie sole ulegają dysocjacji a następnie kation słabej zasady lub
anion słabego kwasu ulega hydrolizie według reakcji:
NH+4 + H2O = NH4OH + H+ (1)
CH3COO- + H2O = CH3COOH + OH- (2)
Stałe równowagi reakcji hydrolizy kationu słabej zasady i anionu słabego kwasu :
[NH4OH][H+ ]
Khb = (3)
[NH+ ]
4
[CH3COOH][OH- ]
Kha = (4)
[CH3COO- ]
nazywamy stałymi hydrolizy.
Stałe hydrolizy zale\
ą od temperatury i siły jonowej roztworu. Siła jonowa roztworu uwzględ-
1
nia oddziaływania wszystkich jonów obecnych w roztworze. Jeśli do wodnego roztworu soli zawie-
rającej jony ulegające hydrolizie dodamy np. KCl to zmieni się siła jonowa roztworu, zmienią się
współczynniki aktywności jonów a tym samym i stała hydrolizy. Oznacza to równie\
, ze zmieni siÄ™
stopień hydrolizy jonów ulegających hydrolizie.
Z równania (1) i (3) wynika, \
e roztwór soli słabej zasady i mocnego kwasu będzie miał od-
czyn słabo kwaśny. Im większa wartość stałej dysocjacji słabej zasady tym większa wartość pH
roztworu. Z równania (2) i (4) wynika natomiast, \
e roztwór wodny soli słabego kwasu i silnej za-
sady będzie miał odczyn zasadowy i im wy\
sza wartość stałej dysocjacji słabego kwasu tym ni\
-
sza wartość pH roztworu.
Podstawiając do równania (3) wartość [H+] wynikającą z iloczynu jonowego wody
[H+] = Kw/[OH-]:
[NH4OH] Å"Kw
Khb = (5)
[NH+ ][OH- ]
4
[NH4OH]
ale wyra\
enie odpowiada odwrotności stałej dysocjacji amoniaku (słabej zasady).
[NH+ ][OH-]
4
Kw
StÄ…d Khb = (6)
Kb
Analogicznie , podstawiając do równania (4) wartość [OH-] = Kw /[H+] otrzymujemy:
Kw
Kha = (7)
Ka
gdzie Ka jest stałą dysocjacji słabego kwasu.
Oznacza to, \
e wartość stałej hydrolizy obliczamy na podstawie stabelaryzowanych wartości ilo-
czynu jonowego wody i stałej dysocjacji słabego kwasu lub zasady.
Wartości pH roztworów wodnych soli słabych kwasów i silnych zasad oraz soli słabych za-
sad i silnych kwasów obliczamy przekształcając odpowiednio równania (3) i (4).
W stanie równowagi :
[OH-] = [CH3COOH] , [CH3COO-] = cCH COO-  [OH-]
3
gdzie cCH COO- oznacza stÄ™\
enie analityczne soli.
3
Uwzględniając powy\
sze zało\
enia otrzymujemy:
[OH- ]2
(8)
Kha =
cCH COO- - [OH- ]
3
2
Jeśli cCH COO- jest du\
o większe od [OH-] , (dwa rzędy) to równanie (8) upraszcza się do
3
postaci:
[OH- ]2
Kha = (9)
cCH COO-
3
Podobnie , uwzględniając, \
e w stanie równowagi :
[H+] = [NH4OH] , oraz [NH+4] = cNH+  [H+] , otrzymujemy:
4
[H+ ]2
Khb = (10)
cNH+ - [H+ ]
4
I jeśli cNH Cl co najmniej dwa rzędy większe od [H+] :
4
[H+ ]2
Khb = (11)
cNH+
4
Wzory (8) do (11) wykorzystujemy do obliczeń wartości pH wodnych roztworów soli słabych za-
sad i mocnych kwasów oraz soli słabych kwasów i mocnych zasad dla ró\
nych stÄ™\
eń początko-
wych soli.
CzÄ™sto do opisu iloÅ›ciowego hydrolizy stosowany jest stopieÅ„ hydrolizy (²), zdefiniowany jako
stosunek liczności (stę\
enia) anionów słabego kwasu lub kationów słabej zasady , które uległy
hydrolizie do liczności (stę\
enia ) tych jonów powstałych w wyniku dysocjacji soli.
Z definicji stopnia hydrolizy np. dla roztworów soli typu NH4Cl i CH3COONa :
² = [H+] / cNH+ , ² = [OH-] / c
_
CH3COO
4
Podstawiając do wzorów (8)  (11) wyra\
enia na stopień hydrolizy otrzymujemy:
cNH+ Å"²2
cCH COO- Å"²2
3 4
Kha = (12) , Khb = (13)
1- ² 1- ²
JeÅ›li ² jest bardzo maÅ‚e, mniejsze od 0,01, to otrzymujemy:
Kha = cCH COO- Å"²2 (14), Khb = cNH+ Å"²2 (15)
3
4
Z otrzymanych wzorów wynika, \
e stopień hydrolizy soli słabej zasady i mocnego kwasu oraz
soli słabego kwasu i mocnej zasady maleje ze wzrostem stę\
enia soli i rośnie ze wzrostem roz-
cieńczenia soli.
Z równania reakcji (1) wynika, \
e w celu zmniejszenia hydrolizy soli słabej zasady i mocne-
3
go kwasu nale\
y do roztworu tej soli dodać mocnego kwasu (całkowicie zdysocjowanego). Spo-
woduje to silny wzrost stÄ™\
enia jonów wodorowych i przesunięcie równowagi reakcji w lewo ( rów-
nanie (3)).
Natomiast zmniejszenie hydrolizy soli słabego kwasu i silnej zasady mo\
na osiągnąć poprzez
dodanie do roztworu tej soli mocnej zasady. Spowoduje to silny wzrost stÄ™\
enia jonów wodorotle-
nowych i przesunięcie równowagi reakcji (4) w lewo.
Hydroliza soli słabej zasady i słabego kwasu
Po rozpuszczeniu w wodzie soli słabego kwasu i słabej zasady następuje całkowita dysocja-
cja elektrolityczna soli a następnie hydrolizie ulega zarówno anion słabego kwasu i kation słabej
zasady.
Np. w roztworze wodnym NH4CN zachodzą następujące reakcje:
NH4+ + H2O = NH4OH + H+ (16)
CN- + H2O = HCN + OH- (17)
Stałą równowagi procesu sumarycznego :
NH4+ + CN- = NH4OH + HCN (18)
wyra\
a wzór:
[NH4OH][HCN]
Kh = (19)
[NH+ ][CN-]
4
Wykonując odpowiednie przekształcenia otrzymujemy następujące zale\
ności:
Kw KaKw Kw
Kh = (20), [H+ ]2 = (21), ²2 = (22)
KaKb Kb KaKb
Z przedstawionych zale\
ności wynika, \
e wartość stałej hydrolizy soli słabej zasady i słabego
kwasu jest tym większa im mniejsze są wartości stałych dysocjacji słabego kwasu i słabej zasady
tzn. im słabsza jest zasada i kwas tworzących sól.
Równania (21) i (22) wykazują, \
e wartość pH oraz stopień hydrolizy soli słabego kwasu i
słabej zasady w roztworze wodnym nie zale\
Ä… od stÄ™\
enia poczÄ…tkowego soli a jedynie od war-
tości stałych dysocjacji słabego kwasu (Ka) i słabej zasady (Kb) i podobnie jak dla soli typu NH4Cl
czy CH3COONa od temperatury ( bo stała hydrolizy zale\
y od temperatury).
Je\
eli wartości stałych dysocjacji słabego kwasu i słabej zasady tworzących sól są do siebie
zbli\
one to odczyn roztworu wodnego tej soli będzie prawie obojętny. Je\
eli natomiast wartości
stałych dysocjacji Ka i Kb ró\
nią się znacznie to odczyn roztworu wodnego będzie ró\
ny od obo-
jętnego. Jeśli Ka >Kb roztwór będzie miał odczyn kwaśny, a gdy Kb>Ka roztwór będzie miał odczyn
4
alkaliczny.
Hydroliza soli typu AlCl3 i Na2CO3
Po rozpuszczeniu w wodzie tego typu soli hydroliza anionu słabego kwasu i kationu słabej
zasady przebiega etapami dla których mo\
na określić stałe hydrolizy dla ka\
dego etapu. W prak-
tyce stÄ™\
enie jonów H+ ( dla soli słabej zasady i mocnego kwasu) lub stę\
enie jonów OH- ( dla soli
słabego kwasu i mocnej zasady) powstałych w pierwszym etapie hydrolizy tak silnie przeciwdziała
dalszym etapom hydrolizy, \
e do obliczeń pH i stopnia hydrolizy roztworu wykorzystuje się tylko
stałą hydrolizy pierwszego stopnia.
Np. kation Al3+ pochodzący z dysocjacji wodnego roztworu AlCl3 hydrolizuje następująco:
Al3+ + H2O = Al (OH)2+ + H+ (23)
Al (OH)2+ + H2O = Al (OH)2+ + H+ (24)
Al(OH)2+ + H2O = Al(OH)3 + H+ (25)
Z reguły kolejne stałe hydrolizy ró\
nią się co najmniej o 5 rzędów wówczas [H+]1>> [H+]2 >> [H+]3.
Wartość pH roztworu tej soli obliczamy tak jak dla roztworów wodnych soli słabych kwasów i sil-
nych zasad oraz słabych zasad i silnych kwasów wykorzystując tylko pierwszą stałą hydrolizy:
[H+ ]2 Kw
Kh1 = , (26) i Kh1 = , (27)
Kb3
cs -[H+ ]
gdzie Kb3 jest stałą dysocjacji trzeciego stopnia
Al(OH)2+ = Al3+ + OH- (28)
Podobnie jak dla innych typów soli hydrolizę mo\
na cofnąć przez dodanie do roztworu AlCl3
roztworu mocnego kwasu. Gdy stÄ™\
enie mocnego kwasu, cHX jest du\
o większe od [H+]1 , dwa
rzędy, wówczas [H+] = cHX . Je\
eli stÄ™\
enie mocnego kwasu jest porównywalne z [H+]1 to do wzo-
ru (23) za [H+] podstawiamy wyra\
enie cHX + [H+]1 = [H+].StÄ™\
enia jonów wodorowych pocho-
dzących z dalszych stopni hydrolizy, jako bardzo małe nie uwzględniamy w obliczeniach.
Natomiast dodanie zwiÄ…zku chemicznego wiÄ…\
Ä…cego jony wodorowe spowoduje przesuniÄ™-
cie równowagi reakcji hydrolizy w prawo i powstanie białego osadu wodorotlenku glinu. Np. wpro-
wadzenie do roztworu wodnego AlCl3 węglanu sodu spowoduje wytrącenie osadu:
2Al3+ + 3CO32- + 3H2O = 2Al(OH)3 + 3CO2 (29)
Identyczna reakcja zachodzi równie\
dla jonów Fe3+, Cr3+. W przypadku kationów dwuwartościo-
wych np. Cu2+, Ni2+, Co2+ węglany strącają osady będące mieszaniną węglanów metali i soli za-
sadowych.
Jony CO32- pochodzące z dysocjacji wodnego roztworu np. węglanu sodu hydrolizują według re-
akcji:
5
CO32- + H2O = HCO-3 + OH- (30)
HCO32- + H2O = H2CO3 + OH-. (31)
Z powodów przedstawionych wy\
ej hydroliza zatrzymuje siÄ™ praktycznie na pierwszym stopniu
hydrolizy. HydrolizÄ™ tej soli mo\
na zmniejszyć przez dodanie do roztworu węglanu mocnej zasady
Dodanie mocnego kwasu przesunie równowagę reakcji hydrolizy w prawo.
Hydroliza soli z wydzieleniem osadu
Rozpuszczalne w wodzie zwiÄ…zki chemiczne bizmutu(III), antymonu(III), antymonu(V) oraz
cyny(II) hydrolizują z wydzieleniem osadów. W przypadku chlorku bizmutu(III) zachodzą następu-
jÄ…ce reakcje:
Bi3+ + H2O = Bi(OH)2+ + H+, (32)
Bi(OH)2+ + H2O = Bi(OH)2+ + H+. (33)
Bi(OH)2+ + Cl- = BiOCl + H2O. (34)
W wyniku reakcji powstaje osad chlorku tlenku bizmutu(III)
Podobnie zachodzi hydroliza jonów Sb3+. Natomiast jony Sb5+ hydrolizują z wydzieleniem osadu
SbO2Cl. Kationy Sn2+, w wodnych roztworach chlorków, w wyniku hydrolizy tworzą osad SnOHCl.
Przez dodanie mocnego kwasu do wy\
ej wymienionych osadów następuje roztworzenie
osadu w wyniku silnego wzrostu stÄ™\
enia jonów wodorowych przesuwających równowagę dwóch
pierwszych etapów hydrolizy w lewo. Fakt ten wykorzystujemy w chemii do sporządzania roztwo-
rów wodnych związków cyny, bizmutu i antymonu. Do przygotowanych roztworów soli tych metali
dodaje siÄ™ mocnego kwasu ( kwasu solnego, azotowego lub siarkowego, zale\
nie od rodzaju soli)
co zapobiega hydrolizie jonów tych metali i przeciwdziała wytrącaniu się osadów.
6
LITERATURA
1. A. Bielański , Podstawy Chemii Nieorganicznej, PWN, Warszawa, 1994.
2. Z.S. Szmal, T. Lipiec , Chemia Analityczna z Elementami Analizy Instrumentalnej, Warszawa,
PZWL, 1997.
3. I. Barycka, K.Skudlarski, Podstawy Chemii, Wydawnictwo P.Wr., 1993.
Pytania kontrolne:
1. Jaki będzie odczyn następujących roztworów soli:
a) CH3COONH4, p Ka=4,33 , pKb = 4,75 b) Na3PO4, c) NaH2PO4, d) NaNO2 , e) (NH4)2SO4.
Podaj który jon ulega hydrolizie i odpowiednie reakcje hydrolizy.
2. Oblicz pH i stopień hydrolizy jonów ulegających hydrolizie w następujących roztworach:
a) 0,5 M NH4Cl , b) 0,0001 M NH4Cl, pKb= 4,75, pKw = 14,2
c) 0,4M CH3COONa, d) 0,0002M CH3COONa , pKa=4,55, pKw= 14,2
3. Za pomocą jakiego związku chemicznego cofniesz hydrolizę następujących jonów:
a) NO-2 , b) Ni2+ , c) HPO2-4, d)Sb3+ , e)CN- , f) NH4+.
4. Jak zmieni się równowaga reakcji hydrolizy odpowiednich jonów po dodaniu roztworu NaOH do
wodnego roztworu następujących soli:
a) KNO2 , b)CH3COONa, c) KCN d) SnCl2.
5. Jak zmieni się równowaga reakcji hydrolizy odpowiednich jonów po dodaniu roztworu kwasu sol-
nego do roztworu wodnego następujących soli:
a) SnCl2 , b) Na3PO4 , c) KNO2 , d) K2SO3.
6. Do 100 cm3 0,10 M roztworu KNO2 dodano 20 cm3 0, 05 M roztworu KOH.
Obliczyć pH otrzymanego roztworu. pKa = 2.87 , pKw = 13,80.
7. Do 200 cm3 0,20 M roztworu NH4Cl dodano 50 cm3 0, 05 M roztworu HCl.
Obliczyć pH otrzymanego roztworu. pKb = 4,33, pKw = 13,97.
8. Czy po dodaniu do roztworu wodnego NaCN i CH3COONa wodnego roztworu KCl
zmieni się stopień hydrolizy jonów CN- i CH3COO-. Odpowiedz
uzasadnij.
9. Rozpuszczono w wodzie stałe SnCl2 i stały BiCl3. Wytrącił się biały osad . W jaki sposób spowodu-
jesz roztworzenie się osadów? Napisz odpowiednie reakcje.
10. Jak wpływa rozcieńczenie roztworu na stopień hydrolizy jonów NH4+, Bi3+.
11. Uszereguj, według rosnącego stopnia hydrolizy jonu CH3COO- ni\
ej wymienione roztwory wodne
octanu sodu o następujących stę\
eniach:
a) 1,00 M, b) 2,00% , d = 1,00g/cm3, c) x(mol) = 0,01, d = 1,0g/cm3 , d) 0,0001M e) 0,05M
7
WYKONANIE DOÅšWIADCZEC

Doświadczenie 1. Badanie odczynu soli
Odczynniki: węglan potasu (K2CO3), chlorek sodu (NaCl), chlorek amonu (NH4Cl) , siarczan
sodu (Na2SO4), fosforan(V)sodu (Na3PO4 ), octan sodu (CH3COONa).
W ponumerowanych probówkach przygotować roztwory w/w soli rozpuszczając niewielką
ich ilość ( jedną mikroszpachelkę) w około 5 cm3 wody destylowanej.
Za pomocÄ… uniwersalnego papierka wskaz
nikowego określić odczyn otrzymanych roztwo-
rów soli ( zanurzyć szklaną bagietkę w roztworze i zwil\
yć papierek).
" Które spośród badanych soli ulegają hydrolizie.
" Napisać jonowo równania reakcji hydrolizy odpowiednich jonów.
" Obliczyć pH wodnych roztworów tych soli, których jony ulegają hydrolizie, przyjmując
stÄ™\
enie soli c = 0,10 M oraz siłę jonową I = 0 oraz T = 298K (pkw =14,0). Wartości sta-
Å‚ych dysocjacji znajdujÄ… siÄ™ w tabeli 1.
" Wyniki przedstawić w postaci:
Sól Zabarwienie papierka Wartość pH odczytana Wartość pH obliczona
wskaz
nikowego ze skali
K2CO3
NaCl
NH4Cl
Na2SO4
Na3PO4
CH3COONa
Tabela 1. Stałe dysocjacji wybranych elektrolitów. Podane wartości pK = -logK
Elektrolit Reakcja dysocjacji pK1 pK2 pK3
H3PO4 H3PO4 H+ + H2PO4- 2,15
H2PO4- H++ HPO42- 7,18
HPO42- H++ PO43- 12,38
H2CO3 H2CO3 H++ HCO3- 6,35
HCO3- H++ CO32- 10,32
CH3COOH CH3COOH CH3COO- + H+ 4,79
NH3H2O NH3H2O NH4+ + OH- 4,76
8
Doświadczenie 2. Hydroliza z wydzieleniem osadu
Odczynniki : 0,3 M azotan(V) bizmutu(III) (Bi(NO3)3) , nasycony roztwór chlorku sodu (NaCl),
2 M kwas solny (HCl).
Do probówki wprowadzić około 0,5 cm3 roztworu 0,3 M Bi(NO3)3, dodać 5 cm3 wody desty-
lowanej i 1-2 kropli nasyconego roztworu NaCl*. Do otrzymanego w ten sposób roztworu z
osadem dodawać kroplami 2 M roztwór HCl a\
do całkowitego roztworzenia osadu. Otrzy-
many klarowny roztwór rozcieńczyć 2-3 -krotnie wodą destylowaną.
" Wyjaśnić przyczynę powstawania osadu i roztworzenie się jego po dodaniu kwasu sol-
nego.
" Napisać, jonowo równania reakcji.
Roztwór po wykonaniu ćwiczenia wylać do pojemnika na metale cię\
kie.
*Dodanie chlorku sodowego do r-ru Bi(NO3)3 powoduje zwiększenie stopnia hydrolizy.
Doświadczenie 3. Wpływ temperatury na hydrolizę
Odczynniki: 0,5 M amid kwasu tiooctowego CH3CSNH2 (AKT), 0,1 M azotan(V) srebra(I)
(AgNO3) , 0,5 M roztwór octanu sodu , roztwór fenoloftaleiny.
a) Do dwóch probówek o pojemności ok. 10 cm3 wprowadzić po około 10 kropli
0,5 M roztworu amidu kwasu tiooctowego, dodać 2 cm3 wody destylowanej. Jedną pro-
bówkę ogrzewać na wrzącej łaz
ni wodnej przez około 10 minut. Następnie u wylotu
probówki umieścić kawałek bibuły zwil\
onej 0,1 M roztworem AgNO3. Nad drugÄ…, nie
ogrzewaną probówką umieścić równie\
kawałek bibuły zwil\
onej roztworem AgNO3.
" Wyjaśnić zaobserwowane ró\
nice i dlaczego bibuła uległa zaczernieniu.
" Napisać równania zachodzących reakcji.
Hydroliza AKT:
CH3CSNH2 + 2H2O = CH3COO- + H2S + NH4+
b) Do dwóch szklanych probówek wprowadzić około 5,0 cm3 0,5 M roztworu octanu sodu
oraz po 3 krople roztworu fenoloftaleiny. Jedną z tych probówek ogrzewać na łaz
ni wod-
nej a drugą probówkę zostawić w celach porównawczych.
" Wyjaśnić zaobserwowane ró\
nice zabarwienia roztworu w obu probówkach
Doświadczenie 4. Wpływ pH na hydrolizę
Odczynniki: stały chlorek cyny(II) (SnCl2).
Do probówki wprowadzić ok. 0,1 g stałego SnCl2 i ok. 2 cm3 wody destylowanej. Roztwór
dokładnie wymieszać. Powstały biały osad jest zasadową solą SnOHCl.
" W wyniku jakiego procesu otrzymano ten osad?
9
" Napisz jonowo równanie reakcji z wydzieleniem osadu SnOHCl.
" Jakiego zwiÄ…zku chemicznego nale\
y dodać do wytrąconego osadu w celu jego roztwo-
rzenia? Wniosek skontrolować doświadczalnie.
Zawartość probówki po wykonaniu doświadczenia wlać do pojemnika na metale cię\
kie.
Doświadczenie 5. Hydroliza Fe3+
Odczynniki: roztwór oran\
u metylowego; 0,01M chlorek \
elaza(III) (FeCl3), 0,1 M węglan so-
du (Na2CO3).
a) Hydroliza FeCl3
Do dwóch szklanych probówek wprowadzić po ok. 5,0 cm3 0,01M roztworu FeCl3 oraz 0,5
cm3 roztworu oran\
u metylowego.
" Na podstawie zabarwienia roztworu określić jego odczyn .
Jedną z probówek ogrzać w łaz
ni wodnej.
" Dlaczego podczas ogrzewania zmienia się intensywność zabarwienia roztworu.
" Napisać jonowo reakcje hydrolizy jonów Fe3+.
" W jaki sposób mo\
na zmniejszyć stopień hydrolizy jonów Fe3+?
b) Hydroliza FeCl3 w obecności Na2CO3
Do probówki wprowadzić 1,0 cm3 0,01 M FeCl3 i dodawać kroplami 0,1 M roztwór węglanu
sodu.
" Jaki osad siÄ™ wytrÄ…ca?
" Jaki gaz siÄ™ wydziela?
" Napisz jonowo równania zachodzących reakcji.
" Jak wpływa dodanie Na2CO3 na hydrolizę Fe3+?
Po wykonaniu doświadczenia 5 zawartość probówek wylać do pojemnika na metale.
Doświadczenie 6. Hydroliza jonów NO2- w obecności jonów Al3+.
Odczynniki: 0.20 M azotan(III) sodu(NaNO2), 2,0 M kwas siarkowy(VI) (H2SO4), 0,50 M
chlorek glinu(III) (AlCl3).
Do trzech ponumerowanych probówek wprowadzić, za pomocą pipetki około 0.5 cm3 0,2 M
roztworu azotanu(III) sodu. Do ka\
dej probówki dodać po 0,5 cm3 wody destylowanej i
ogrzewać na łaz
ni wodnej. Następnie do probówki nr 2 wkraplać ostro\
nie pipetkÄ… 2,0 M
kwas siarkowy(VI) a do probówki nr 3 dodawać kroplami ok. 1,0 cm3 0,5 M roztwór chlorku
glinu. Wszystkie probówki ponownie umieścić w łaz
ni wodnej.
" Jaki jest odczyn 0,2 M NaNO2 oraz 0,5 M AlCl3?
10
" Jakie reakcje zachodzą w probówce nr 2 ?
" Za pomocą odpowiednich reakcji chemicznych wyjaśnij wydzielanie się brunatnego ga-
zu i wytrącanie białego osadu w probówce nr 3.
Po wykonaniu doświadczenia 6 zawartość probówek wylać do pojemnika na metale
11