Экспериментальная часть
опыт 1. в одну пробирку поместите 2 капли раствора ацетата натрия, в
другую — столько же раствора хлорида аммония. в первую прибавьте -
капли фосфорной кислоты, во вторую- 2-3 раствора щелочи. топы
запах обе пробирки. напишите молекулярные и ионные уравнения реак-
ций.
опыт 2. поместите в две пробирки по 3 капли растворов: в одну сульфата
меди (п), в другую сульфата никеля (ii). затем в каждую из пробирок при-
бавить по 3 капли раствора ортофосфата натрия. отметьте цвет образо-
вавшихся осадков и напишите молекулярно-ионные уравнения реакции.
опыт 3. поместите отдельно в пробирки твердые карбонаты натрия, ка-
лия, кальция, гидрокарбонат натрия и добавьте в каждую по 5-6 капель
раствора фосфорной кислоты. между какими ионами протекает реакция?
напишите ионные уравнения реакций
опыт 4. поместите в две пробирки по 2-3 капли раствора аммиака и до-
бавьте по одной капле раствора фенолфталеина. в одну пробирку внесите
микрошпателем несколько кристаллов соли хлорида аммония и хорошо
взболтайте. объясните изменение окраски раствора при введении соли
хлорида аммония. напишите уравнение диссоциации гидроксида аммония
и константу диссоциации. что надо добавить к раствору слабого основа-
ния, чтобы сместить равновесие в сторону образования малодиссоцииро-
ванных молекул? . реакции записать!
Объяснение:
Молекулярная масса (устаревшее название — молекулярный вес) — масса молекулы. Различают абсолютную молекулярную массу (обычно выражается в атомных единицах массы) и относительную молекулярную массу — безразмерную величину, равную отношению массы молекулы к 1/12 массы атома углерода 12C (обозначается Mr, от англ. relative).
Молекулярная масса, выраженная в а. е. м., численно равна относительной молекулярной массе и молярной массе, выраженной в г/моль. Однако следует чётко представлять разницу между молярной массой и молекулярной массой, понимая, что они равны лишь численно и различаются по размерности.
Зако́н Авога́дро — закон, согласно которому в равных объёмах различных газов, взятых при одинаковых температурах и давлениях, содержится одно и то же количество молекул. В виде гипотезы был сформулирован в 1811 году Амедео Авогадро, профессором физики в Турине. Гипотеза была подтверждена многочисленными экспериментальными исследованиями и поэтому стала называться законом Авогадро, став впоследствии (через 50 лет, после съезда химиков в Карлсруэ) количественной основой современной химии (стехиометрии)[1]. Закон Авогадро точно выполняется для идеального газа, а для реальных газов он является тем более точным, чем газ более разреженный.