І. Реакції з утворення малорозчинних сполук

В дві пробірки налити розчини солей: в першу – 5-6 крапель натрій сульфату, а в другу – 5-6 крапель алюміній сульфату.

В обидві пробірки додати по краплях барій хлориду до одержання осаду. Записати спостереження та написати рівняння реакцій в йонно-молекулярній формі.

 

ІІ. Реакції з утворенням газоподібних сполук

В одну пробірку насипати кристалічного кальцій карбонату і додати 5-6 крапель хлоридної кислоти. В другу пробірку налити 5-6 крапель розчину натрій карбонату і додати стільки ж розчину ацетатної кислоти. Відмітити виділення газу в обох пробірках.

Написати рівняння в йонно-молекулярній формі.

 

ІІІ. Визначення напряму протікання йоннообмінних

Реакцій з участю електролітів

а) В пробірку налийте 5-6 крапель розчину амоній хлориду і додайте 4-5 крапель 1 н. розчину натрій гідроксиду. Перемішайте, визначте за запахом, який слабкий електроліт утворився.

б) Внесіть в пробірку кристалічний натрій ацетат і додайте 5-6 крапель 1 н. розчину хлоридної кислоти. Перемішайте, визначте за запахом утворену сполуку.

Запишіть рівняння реакцій в йонно-молекулярній формі.

 

Контрольні завдання

1. Скласти молекулярні, повні та скорочені йонно-молекулярні рівняння взаємодії між речовинами, наведеними у таблиці 12:

 

Таблиця 12

№	Речовини, що реагують	№	Речовини, що реагують
1	Fe(OH)3 та H2SO4	11	KOH та H2SiO3
2	Ca С O 3 та H 2 SO4	12	Zn(OH)2 та H2SO4
3	Al(OH)3 та H2SO4	13	Al(OH)3 та NaOH
4	FeS та HNO3	14	CuCl2 та KOH
5	Cr(OH)3 та HCl	15	Cr(NO3)3 та NaOH

             Продовження табл.12

6	Mg(OH)2 та H2SO4	16	Ba(HSO4)2 та Ba(OH)2
7	NaOH та H2S	17	CaOHNO3 та HNO3
8	NaOH та H3PO4	18	NH4OH та H2SO4
9	Zn(OH)2 та NaOH	19	(NH4)2SO4 та NaOH
10	Fe2(SO4)3 та LiOH	20	CuS та HNO3

2. Написати повні йонно-молекулярні рівняння та молекулярні однієї з реакцій, які описуються скороченими рівняннями, наведеними у таблиці 13:

Таблиця 13

№	Речовини, що реагують
1	ZnOH+ + H+ = Zn2+ + H2O
2	HCO3- + H+ = CO2 + H2O
3	CuOH+ + OH- = Cu(OH)2↓
4	H+ + OH - = H2O
5	Zn(OH)2 + 2OH - = [Zn(OH)4]2-
6	HS - + OH- = S2- + H2O
7	NO2- + H+ = HNO2
8	Cu2+ + 2OH- = Cu(OH)2↓
9	Pb2+ + 2I- = PbI2↓
10	S2- + H+ = H 2 S
11	Cu2+ + S2- = CuS
12	Al3+ +3 ОН- = Al( О H)3 ↓
13	Pb(OH)2 + 2OH- = PbO22- + 2H2O
14	CH3COO- + H+ = CH3COOH
15	HS О4- + OH- = S О42- + H2O
16	СаСО3 + 2 H + = Са2+ + Н2 О + СО2
17	Fe 3+ + 3 О H -  = Fe( О H)3 ↓
18	Cu2+ + S 2-   = CuS
19	Ва2+ + S О42-  = Ва S О4 ↓
20	Ag+ +Cl -  = AgCl ↓

ЛАБОРАТОРНА РОБОТА №6

ЙОННИЙ ДОБУТОК ВОДИ.

ВОДНЕВИЙ ПОКАЗНИК (рН) РОЗЧИНІВ

Теоретична частина

Вода - слабкий електроліт. Ступінь дисоціації води при 22⁰ С = 1,8 ^. 10^-9. Це означає, що у воді об’ємом 1л при цій температурі тільки 10^-7 моль дисоціюють на йони:

Н₂О L Н⁺ + ОН^-.

Внаслідок цього утворюється 10^-7 моль [H⁺] і 10^-7 моль [ОН^-].

Добуток концентрацій гідроген- і гідроксид-йонів називають йонним добутком води ( ) і при 22⁰ С становить:

= 10^{-7 .} 10^-7 = 10^-14 (моль/л)².

Розчини, в яких концентрації гідроген- і гідроксид-йонів однакові і дорівнюють 10^-7 моль/л, називають нейтральними.

Розчини, в яких концентрація [H⁺] перевищує концентрацію [ОН^-] називають кислими.

Розчини, де концентрація [H⁺] менша ніж [ОН^-] є лужними.

Кислотність розчину виражають через концентрацію Н⁺. Для зручності замість концентрації гідроген-йонів використовують водневий показник рН.

Водневий показник рН – це від’ємний десятковий логарифм концентрації гідроген-йонів.

рН = -lg[H⁺],   

 a  pOH = -lg[OH^-],   pH + pOH = 14.

В нейтральних розчинах рН = 7 , в кислих – рН < 7, а в лужних – рН > 7.

В розчинах сильних одноосновних кислот рН визначається за формулою:

рН = -lgС_М(кислоти).

В  розчинах  слабких  одноосновних  кислот рН = 1/2pK(кисл.) -

 - 1/2lgС_М(кисл.), де рК – показник константи дисоціації кислоти.

Експериментальна частина

Визначення величини рН розчинів електролітів

За величиною рН можна не тільки визначити реакцію середовища розчину електроліту, а й порівняти силу відповідних кислот і основ.

а) В одну пробірку налийте 5-6 крапель 0,1 н. розчину СН₃СООН, а в другу 5-6 крапель 0,1 н. НС1 і додайте до них 1-2 краплі універсального індикатора або на полоску універсального індикаторного паперу нанесіть скляною паличкою декілька крапель розчину СН₃СООН і НС1. Визначте рН досліджуваних розчинів. Зробіть висновок відносно сили ацетатної кислоти. Порівняйте значення рН за універсальним індикаторним папером з розрахунковими значеннями рН 0,1 н. СН₃СООН і 0,1 н. HCl. За відомим значенням рН і концентрацією розчину СН₃СООН визначте ступінь дисоціації цієї кислоти.

б) Способом, аналогічним п.а визначте рН 0,1 н розчину NH ₄ OH та 0,1 н. NaOH .

Порівняйте ці значення з розрахунковими. Зробіть висновок про силу амоній гідроксиду. Знаючи рН розчину NH ₄ ОН і вихідну концентрацію, розрахуйте ступінь дисоціації цього розчину.

                                                                             Таблиця 14

 

Колір універсального індикатора в залежності від рН

рН	Колір	рН	Колір
1-3	червоний	8	зелено-блакитний
4-5	оранжевий	9-10	блакитний
6	жовтий	11-13	фіолетовий
7	зелений

 

Контрольні завдання

Для наведених нижче речовин (таблиця 15) :

1) скласти рівняння дисоціації;

2) розрахувати ступінь дисоціації, р H розчину

3) для кислот розрахувати концентрацію іонів Н ⁺, для основ – йонів ОН^-.

Таблиця 15

№	Речовина	КД	CM, моль/л
1	HF	7,2.10–4	0,1
2	HF	7,2.10–4	0,001
3	HNO2	4.10–4	0,001
4	HNO2	4.10–4	0,01
5	HCN	7,2.10–10	0,01
6	HCN	7,2.10–10	0,001
7	H3BO3	5,8.10–10	0,01
8	H3BO3	5,8.10–10	0,1
9	H2S	1,1.10–7	0,001
10	H2CO3	4,4.10–7	0,001
11	H2CO3	4,4.10–7	0,01
12	H3PO4	7,1.10–3	0,01
13	H3PO4	7,1.10–3	0,1
14	CH3COOH	1,8.10–5	0,1
15	CH3COOH	1,8.10–5	0,001
16	NH4OH	1,7.10–5	0,01
17	NH4OH	1,7.10–5	0,1
18	H2Se	6.10–8	0,1
19	H2SO3	1,6.10–2	0,01
20	H2S	1,1.10–7	0,01

ЛАБОРАТОРНА РОБОТА № 7

ГІДРОЛІЗ СОЛЕЙ

Теоретична частина

Гідроліз солі – це обмінна реакція йонів солі з молекулами води, в результаті чого утворюється слабкий електроліт і змінюється рН середовища.

Гідролізуються лише ті солі, до складу яких входить залишок слабкого електроліту, наприклад NH ₄ Cl :

L ,

L .

В результаті гідролізу цієї солі утворюється слабка основа NH ₄ ОН і сильна кислота НС1, рН цього розчину буде кислим (рН < 7).

Солі, до складу яких входять багатозарядні залишки слабких електролітів, гідролізуються ступінчасто, наприклад К₂СО₃:

І ступінь: L

             L ; рН > 7.

Як правило, самовільно гідроліз відбувається тільки за І ступенем. Щоб змістити йонну рівновагу і підсилити гідроліз цієї солі, необхідно додати сильну кислоту, щоб нейтралізувати лужну реакцію розчину.

ІІ ступінь:

           

Продуктами повного гідролізу цієї солі буде слабка карбонатна кислота (СО₂ + Н₂О) і сильна основа КОН.

Якщо сіль утворена слабкою кислотою і слабкою основою, то гідроліз такої солі одночасно відбувається за катіоном і за аніоном, наприклад СН₃COONH₄:

L ,

L ,

L .

Реакція такої солі майже нейтральна.

Кількісно гідроліз солей характеризується величиною ступеня та константи гідролізу. Ступенем гідролізу (h) солі називається відношення молярної концентрації гідролізованої солі до загальної молярної концентрації солі в розчині:

Константа гідролізу солі тісно зв’язана з константою дисоціації слабкого електроліту, що утворюється в результаті гідролізу:

Ступінь та константа гідролізу солі зв’язані залежністю відповідно закону Оствальда:

Експериментальна частина

 

⇐ Предыдущая234567891011Следующая ⇒

Поделиться: