Водородный показатель. Гидролиз солей.

Приборы и посуда: водяная баня, пробирки, стеклянные палочки, держатели пробирок.

Реактивы: универсальная индикаторная бумага.

Индикаторы: метиловый оранжевый, фенолфталеин.

Соли: натрия ацетат, гидрокарбонат, сульфит, хлорид, алюминия; ацетат аммония; карбонат натрия.

Растворы: хлорид сурьмы (III)–насыщенный; силикат натрия; хлориды аммония, магния, алюминия; соляная кислота.

Все уравнения реакций следует писать с позиции протолитической теории кислот и оснований ( ПТКО ).

Опыт № 1. Определение рН растворов.

Получить у преподавателя растворы, рН которых требуется определить. Отобрав в 2 пробирки по 3-4 капли раствора, определить с помощью метилового оранжевого и фенолфталеина 7 < рН < 7. Для более точного определения рН удобно пользоваться универсальной индикаторной бумагой. При помощи пипетки нанести 1-2 капли раствора на полоску индикаторной бумаги. Сравнить окраску еще сырого пятна с цветной шкалой и выбрать на ней оттенок, близкий по цвету к цвету полученного пятна. Определить рН, реакцию среды и проверить у преподавателя.

Опыт № 2 Гидролиз солей.

В шесть пробирок (предварительно хорошо вымытых) до 1/3 их объема налить дистиллированной воды. Одну оставить в качестве контрольной, а в остальные добавить по одному микрошпателю следующих солей: ацетата натрия, хлорида алюминия, карбоната натрия, хлорида натрия, ацетата аммония. Размешав раствор чистой стеклянной палочкой, нанести его каплю на полоску индикаторной бумаги и определить рН. После каждого определения палочку тщательно ополоснуть и осушить фильтровальной бумагой. Написать ионные уравнения реакций гидролиза и сделать общие выводы о характере гидролиза различных солей.

Внимание! Пробирки с хлоридом алюминия, ацетатом и карбонатом натрия сохранить для следующих опытов.

Опыт № 3. Факторы, влияющие на степень гидролиза солей

1)В три пробирки до ½ их объема налить дистиллированной

воды. В каждую внести по одному микрошпателю кристаллов сульфита натрия, карбоната натрия, гидрокарбоната натрия. Добавить по одной капле фенолфталеина (или определить pH – с помощью универсальной индикаторной бумаги). Написать полное уравнение первой ступени гидролиза. Сравнить степень гидролиза сульфат- и карбонат - анионов, карбонат- и гидрокарбонат – ионов.

2)В пробирку с ацетатом натрия (из опыта № 2) добавить одну каплю фенолфталеина. Отметить цвет раствора. Опустить пробирку в кипящую водяную баню. Как изменилась окраска раствора? Охладить пробирку в холодной воде и снова отметить окраску. Написать уравнение химического равновесия и объяснить направление его смещения под влиянием температурного фактора.

3)К 2-3 каплям раствора хлорида сурьмы (III) постепенно по каплям прибавить воду. Что наблюдаете? Написать уравнение гидролиза по II ступени. Выпавший осадок представляет собой полностью обезвоженный оксохлорид сурьмы(III) – SbOCl. Добавлением какого реактива можно уменьшить степень гидролиза хлорида сурьмы(III)? Проверьте свой ответ опытом. Сделать вывод о влиянии разведения на степень гидролиза солей: как смещается равновесие в проверочном опыте?

Опыт № 4. Случаи полного (необратимого) гидролиза солей

1)В пробирку с раствором хлорида алюминия из опыта №2 добавить равный объем раствора карбоната натрия. Отметить выделение пузырьков диоксида углерода. Какой газ должен выделяться, если карбонат заменить сульфидом натрия? Какой осадок выпадает? Написать уравнение реакции и объяснить природу продуктов реакции.

2)К 4-6 каплям оксалата натрия добавить равный объем раствора хлорида аммония. Отметить характер образовавшегося осадка и запах выделяющегося газа. Написать уравнение протолитической реакции. В роли чего выступает вода в этой реакции?

 

Занятие № 8

Итоговая контрольная работа

По теме «Равновесие в растворах электролитов»

Включает разделы

1. Закон эквивалентов;

2. Способы выражения концентрации растворов;

3. Сильные и слабые электролиты;

4. Равновесия в растворах электролитов;

5. Гидролиз солей;

6. Теории кислот и оснований

 

 

Варианты заданий контрольной работы

Вариант 1.

 

1. Способы выражения концентрации растворов (массовая доля, молярная, молярная эквивалента, титр). Закон эквивалентов.

 

2. Раствор содержит 0, 01 моль NaOH и такое же количество Ba(OH)₂ в 1 л раствора. Чему равна С(ОН^-) моль/л?

Вариант 2.

1. Электролитическая диссоциация. Причины и механизм диссоциации в воде. Степень диссоциации. Факторы, влияющие на степень диссоциации.

 

2. Константа ионизации слабой одноосновной кислоты НА равна 10 ^–7.Вычислите С(Н⁺) в растворе содержащем 0, 1 моль/л этой кислоты и 10 ^–2 моль/л соли.

Вариант 3.

1. Применение закона действующих масс к электролитической диссоциации слабых электролитов. Константа диссоциации. Факторы, влияющие на константу диссоциации. Ступенчатая диссоциация. Закон разведения Освальда.

 

2. Раствор содержит 0, 1 моля сульфата алюминия и 0, 1 моля сульфата натрия в 1 л. Какова С(SO₄^2-) в моль/л?

 

Вариант 4.

 

1. Основные положения теории растворов сильных электролитов. Кажущаяся степень диссоциации. Активность и коэффициент активности, ионная сила.

 

2. Растворимость соли АВ₂ равна 3, 1*10 ^–5 г в 100 г раствора, М соли равна 310 г/моль. Вычислите ПР соли.

Вариант 5.

1. Амфотерные электролиты (амфолиты). Причины двойственной электролитической диссоциации амфолитов. Растворение осадков амфотерных гидроксидов в избытке щелочей и кислот как процесс смещения в системе осадок-раствор.

 

2. Раствор содержит 0, 1 моля хлорида кальция и 0, 1 моля хлорида алюминия в 1 л. Какова С(Cl^-) в моль/л?

 

Вариант 6.

1. Диссоциация воды. Константа диссоциации воды. Ионное произведение воды. Водородный и гидроксидный показатели (pH и pOH).

 

2. Определите молярную концентрацию раствора, содержащего 8 г хлорида бериллия в 200 мл раствора?

Вариант 7.

1. Гидролиз солей. Основные типы гидролиза солей.

 

2. Сколько г хлористого водорода содержится в 10 мл раствора с С HCl = 2 моль/л?

Вариант 8.

 

1. Степень гидролиза. Ступенчатый гидролиз. Роль гидролиза в биологических процессах.

 

2. Чему равна молярная концентрация раствора, содержащего в 500 мл 24, 5 г серной кислоты?

Вариант 9.

1. Равновесия в гетерогенных системах. Произведение растворимости. Условия образования и растворения осадка.

 

2. pH раствора слабой одноосновной кислоты с концентрацией 0, 1 моль/л равен 3. Вычислить константу диссоциации кислоты.

 

Вариант 10.

 

1. Буферные системы. Типы буферных систем, механизм действия.

 

2. В 1 л раствора содержится 4 г гидроксида натрия. Вычислите pH раствора.

 

Вариант 11.

 

1. Буферная емкость и факторы её определяющие. Причины устойчивости pH крови и механизм действия буферных систем крови.

 

2. Смешиваются равные объемы раствора азотной кислоты с концентрацией 0, 6 моль/л и раствора КОН с концентрацией 0, 4 моль/л. Вычислите pH полученного раствора.

Вариант 12.

 

1. Окислительно-восстановительные реакции.

 

2. pH раствора слабой одноосновной кислоты с концентрацией 0, 001 моль/л равен 5. Вычислите константу ионизации кислоты.

 

 

Тема 5: Метод нейтрализации. Ацидиметрия. Определение

массы натрий гидроксида.

Занятие № 9

Теоретическая и практическая подготовка

 

Лекции.

В.Н. Алексеев. Количественный анализ. М.: Химия, 1972, с.232-251, с.256-270.

 

Лабораторная работа № 7

Цель занятия: изучить теоретические основы метода нейтрализации, приобрести навыки в использовании измерительной посуды, применяемой в данном методе анализа. Научиться определять содержание щелочей и кислот в растворе.

 

Применение метода нейтрализации в медицине: метод нейтрализации широко используется в клиническом анализе для определения кислотности желудочного сока, мочи, состава женского молока и других биологических жидкостей.

В санитарно-гигиенической практике метод нейтрализации применяется для определения кислотности пищевых продуктов.

 

Химические реакции, лежащие в основе определения:

NaOH + HCl = NaCl + H₂O

 

Установочные титрованные растворы:

раствор буры (Na₂B₄O₇*10H₂O)

 

Рабочие титрованные растворы:

раствор соляной кислоты С(1/z HCl),

где С(1/z HCl) – молярная концентрация эквивалента (HCl).

 

Индикаторы: метилоранж или фенолфталеин.

Метод титрования: задача решается методом прямого титрования.

ХОД РАБОТЫ:

1. Выданный объем задачи (раствор натрий гидроксида) в мерной колбе разбавить дистиллированной водой до метки, закрыть колбу пробкой и тщательно перемешать раствор.

2. Бюретку, пипетку, химический стаканчик, воронку, колбу для титрования ополоснуть водопроводной, а затем дистиллирован­ной водой.

3. Химический стаканчик после этого ополоснуть небольшим объемом того раствора, которым будет заполняться бюретка, и наполнить его наполовину этим же раствором.

4. Воронку и бюретку ополоснуть небольшим объемом рабочего раствора, затем через воронку из химического стакана наполнить этим же раствором. Удалить воздух из кончика бюретки и после этого установить уровень жидкости на нулевом делении бюретки по нижнему мениску.

5. Пипетку сполоснуть небольшим объемом раствора задачи из мерной колбы, первую набранную порцию раствора из пипетки вылить в раковину.

6. Отмерить пипеткой 10 мл раствора задачи и перенести в колбу для титрования. Сюда же капнуть 2-3 капли метилоранжа или фенолфталеина и провести титрование до появления оранжевой окраски (в случае применения метилоранжа) или слабо розовой (в случае применения фенолфталеина).

7. Используя двухцветный экран, провести отсчет по бюретке до сотых долей мл. Пошедший на титрование объем рабочего раствора записать в подготовленную таблицу протокола.

8. Повторить процесс титрования 3 раза, каждое новое титрование при этом начинать надо от нуля по бюретке, колбы для титрования ополоснуть водопроводной водой, а затем дистиллированной водой. Пипетка не ополаскивается.

9. Проведя три точных титрования, рассчитать молярную концен­трацию эквивалента, титр и массу натрий гидроксида. Получен­ные результаты занести в таблицу протокола.

10. Проверить ответ задачи у преподавателя и сдать работу.

 

 

Задача №

 

№ титрования	VПИП.	VБЮР.	VБЮР.СР.	С(1/z NaOH)	Т (NaOH)	mпр. (NaOH)	mтеор. (NaOH)	% ошибки
	10, 00
	10, 00
	10, 00

 

Формулы и расчеты:

 

С(1/Z HCl)*V_{(БЮР.СР.)}

С(1/Z NaOH) = -------------------, моль/л

V_(NaOH)

 

С(1/Z NaOH)*M(1/Z NaOH)

T(NaOH) = --------------------------, г/мл

m(NaOH) = T(NaOH)*V_{(МЕР.КОЛБЫ)} , г

 

Вопросы и задачи для самостоятельной работы студентов

1. Сущность метода нейтрализации.

2. Установочные и рабочие растворы, их приготовление и применение в анализе.

3. Ионная теория индикаторов, химическое равновесие и способы его смещения.

4. Область перехода окраски индикаторов, показатель титрования индикатора.

5. Выбор индикаторов.

6. Анализ кривой титрования сильной кислоты сильным основанием, слабой кислоты сильным основанием и слабого основания сильной кислотой.

7. От каких факторов зависит величина скачка на кривой титрования?

8. Определить титр раствора кальций гидроксида, 20 мл которого нейтрализует 18 мл раствора серной кислоты с молярной концентрацией эквивалента 0, 1 моль/л.

9. На нейтрализацию 10 мл раствора калий гидроксида пошло 8 мл раствора серной кислоты с массой долей 60% (r = 1, 4 г/мл). Рассчитать молярную концентрацию эквивалента раствора калий гидроксида.

10. Какой объем раствора серной кислоты с массовой долей 10% (r = 1, 07 г/мл) потребуется для нейтрализации 16 г натрий гидроксида?

 

Тема 6: Буферные системы. Приготовление буферных растворов и определение буферной емкости.

 

Занятие № 10

Теоретическая и практическая подготовка

1. Лекции.

2. А.С. Ленский. гл. 6. пар. 5, 6.

Цель занятия: уметь готовить буферные растворы и определить их буферную емкость, объяснять механизм действия буферных систем и причину устойчивости рН крови, уметь определять и рассчитывать рН буферных систем.

Целевые задачи:

1. Решение типовых задач (расчетных) по определению рН буферных систем типа аммонийной и ацетатной.

2. Приготовление буферных растворов и определение их буферной емкости путем титрования.

 

Задания для самоподготовки.

К занятию необходимо знать!

1. Что представляют из себя буферные системы и их типы.

2. Механизм действия буферных систем.

3. Факторы, определяющие буферную емкость.

4. Практическое определение буферной емкости.

 

К занятию необходимо уметь!

1. Объяснять влияние одноименного иона на равновесие диссоциации слабых электролитов.

2. Рассчитывать [Н⁺] и рН буферных систем типа ацетатной и аммонийной.

 

Вопросы для самоподготовки.

1. Что называется буферными системами?

2. Какие основные типы буферных систем вам известны?

3. Механизм действия буферных систем: ацетатный, гемоглобиновый, оксигемоглобиновый, бикарбонатный, фосфатный?

4. По какой формуле рассчитывают рН буферных систем?

5. Что такое буферная емкость и какие факторы ее определяют?

 

Лабораторная работа № 8

⇐ Предыдущая1234567Следующая ⇒

Поделиться: