Гидролиз солей ортофосфорной кислоты

В три пробирки налить раствор средней и кислых солей ортофосфорной кислоты. В каждую пробирку добавить по 2-3 капли фенолфталеина. Почему окраска индикатора неодинакова? Какая соль гидролизуется в большей степени? Написать молекулярные и ионные уравнения гидролиза этих солей. Укажите реакцию среды растворов этих солей.

 

Опыт 3. Влияние температуры на степень гидролиза

3.1. Влияние температуры на степень гидролиза гидрокарбоната натрия (питьевая сода)

1. В две пробирки налейте по 1 мл раствора гидрокарбоната натрия.

2. Добавьте в каждую пробирку по 1 капле раствора индикатора фенолфталеина.

3. Подогрейте одну из пробирок, опустив ее в горячую воду, а другую оставьте для сравнения.

Наблюдения и выводы. Отметьтехарактер иинтенсивность окраски раствора после добавления к нему фенолфталеина. Кислая или щелочная среда должна быть в растворе этой соли? Напишите уравнение гидролиза гидрокарбоната натрия в молекулярной и ионной формах.

Охарактеризуйтеизменение окраски раствора после нагревания. В каком направлении сместилось равновесие гидролиза? Укажите причину увеличения степени гидролиза соли с повышением температуры раствора.

Влияние температуры на степень гидролизапродуктов реакции хлорида железа (III) и ацетата натрия

1. Смешайте в пробирке 1-2 капли раствора хлорида железа (III) с 5-6 каплями раствора ацетата натрия.

2. Прибавьте к полученному раствору 10-15 капель дистиллированной воды.

3. Нагрейте жидкость до кипения и несколько минут кипятите.

Опишите наблюдаемые явления. Составьте уравнение реакций между хлоридом железа (III), ацетатом натрия и водой в молекулярной и ионной формах. Объясните, почему при нагревании выпадает осадок.

Контрольные вопросы и задания:

1. Дайте определение гидролиза.

2. Что такое рН среды? Значение рН для кислой, щелочной и нейтральной сред.

3. Распишите гидролиз по 1-й ступени заданных солей (таблица 9.1) и укажите кислотность (рН) их растворов и цвет индикатора лакмуса:

 

Таблица 9.1.

 

Вариант	Соли	Вариант	Соли
	NaCN, ZnBr2 Fe2(SO4)3, KNO2 K2SO3, CH3COONa Pb(NO3)2, NH4Cl Na2S, KClO K3PO4, NH4NO3 K2CO3, NaBrO CuCl2, KCN NiSO4, (NH4)2SO4 FeCl3, Ba(NO2)2 AlBr3, NaClO Cr(NO3)3, Ca(CH3COO)2 Na3PO4, Ba(CN)2 Na2SO3, KCNS Na2CO3, KIO CuSO4, NaClO2		NiCl2, NaNO2 Fe(NO3)3, NaIO ZnSO4, NH4ClO4 Pb(ClO4)2, LiNO2 CdCl2, Ca(CN)2 Ba(ClO)2, FeBr3 Cu(NO3)2, Ba(CH3COO)2 CoSO4, Ca(ClO)2 CrCl3, Ca(NO2)2 Fe(ClO4)3, NH4Br Al2(SO4)3, KBrO CrCl3, KClO2 Cd(NO3)2, CH3COOK AlCl3, NH4I Cr2(SO4)3, Sr(CH3COO)2 Ni(NO3)2, Ba(ClO)2

 

 

ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА № 10

 

«ОКИСЛИТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫЕ РЕАКЦИИ»

 

Цель и содержание работы:

Ознакомиться с основными типами окислительно-восстановительных реакций, приобрести навыки их составления.

 

Теоретическое обоснование

 

Все химические реакции можно разделить на два типа. К первому из них относятся реакции, протекающие без изменения степени окисления атомов, входящих в состав реагирующих веществ, например:

,

.

Ко второму типу относятся реакции, идущие с изменением степени окисления атомов реагирующих веществ, например:

,

.

Реакции, протекающие с изменением степени окисления атомов, входящих в состав реагирующих веществ, называются
окислительно-восстановительными (ОВР).

Степень окисления – это условный заряд атома в молекуле, вычисленный из предположения, что молекула состоит только из ионов.

Степень окисления может иметь положительное, отрицательное и нулевое значения. Ее обозначают арабской цифрой над символом элемента со знаком плюс или минус перед цифрой. Например, . Любой положительный ион является окислителем, а любой отрицательный ион – восстановителем.

В любом соединении каждому атому может быть приписана степень окисления. Вычисляют ее, исходя из следующих положений:

1) степень окисления простых веществ равна нулю ( и т. д.);

2) постоянную степень окисления в соединениях проявляют щелочные металлы (+1) – Na⁺¹, K⁺¹ и др. металлы главной подгруппы II группы (+2) – Са⁺², Mg⁺² и др., а также цинк Zn⁺² и кадмий Cd⁺²;

3) водород проявляет степень окисления +1 во всех соединениях, кроме гидридов металлов (NaH, CaH₂), где его степень окисления –1;

4) степень окисления кислорода равна –2, за исключением пероксидов, где его степень окисления –1 (Н₂О₂) и фторида кислорода OF₂ (+2);

5) молекула электронейтральна, т. е. алгебраическая сумма степеней окисления атомов в молекуле всегда равна нулю, а в сложном ионе – заряду иона.

Например, определим степени окисления серы в соединениях H₂SO₃ и H₂S. Для водорода характерна степень окисления +1, а для кислорода –2. Обозначим степень окисления серы через Х, тогда для H₂SO₃:

+1·2 + Х + 3·(–2) = 0, Х = +4.

Аналогично для H₂S: +1·2 + Х = 0, Х = –2.

Атомы одного и того же элемента в различных соединениях могут иметь различные степени окисления. Например, степень окисления азота в молекулах NH₃ и N₂ –3 и 0 соответственно, но валентность в обоих соединениях равна трем. Это объясняет формальный характер понятия «степень окисления», но это понятие удобно применять для составления уравнений окислительно-восстановительных реакций.

Окислительно-восстановительные реакции самые распространенные и играют большую роль в природе и технике.

⇐ Предыдущая567891011121314Следующая ⇒

Поделиться:

Популярное:

1. Алгоритм составления уравнения реакции гидролиза
2. В фармацевтическом анализе лекарственных средств - тиамина бромида, кокарбоксилазы, фолиевой кислоты и анальгина - используется их окислительно-восстановительная способность.
3. Витамин F (полиненасыщенные жирные кислоты)
4. Гидролиз солей. Среда водных растворов: кислая, нейтральная, щелочная
5. Необратимый гидролиз солей кислородсодержащих солей (катион слабого основания и анион слабой кислоты)
6. Непредельные ди- и трикарбоновые кислоты
7. Нуклеиновые кислоты, их строение, локализация, значение.
8. Поддержание вентиляции (выведения углекислоты).
9. Полный ферментативный гидролиз триацилглицерола
10. При отравлении плавиковой кислотой — см. Кислоты.
11. Производные орто-аминобензойной кислоты.