- •1. Важнейшие классы неорганических соединений введение
- •Лабораторная работа Цель работы: Ознакомление с реакциями образования оксидов металлов и неметаллов, их гидратов, солей, а также со свойствами основных классов неорганических соединений.
- •6. Получение и свойства амфотерных гидроксидов
- •2.Основы объемного химического анализа введение
- •Лабораторная работа
- •3. Химическая кинетика Лабораторная работа 1
- •Описание изучаемой химической реакции
- •Опыт 3. Влияние температуры на скорость химической реакции
- •4.Ионные реакции в растворах введение
- •I. Реакции образования осадков слаборастворимых веществ
- •II. Реакции образования молекул слабых электролитов и газообразных веществ.
- •III. Реакции образования молекул слабых электролитов при разрушении менее “прочных” веществ
- •IV. Цепочка последовательно протекающих реакций образования осадков более “прочных” веществ при разрушении осадков менее “прочных” веществ
- •5. Водородный показатель Введение
- •Лабораторная работа
- •9. Гидролиз солей Введение
- •1. Соль образована несильной кислотой.
- •2. Соль образована несильным основанием
- •3. Соль образована несильной кислотой и несильным основанием
- •4. Ступенчатые реакции гидролиза
- •Лабораторная работа
- •7. Окислительно-восстановительные реакции. Введение
- •Лабораторная работа.
- •8. Комплексные соединения Лабораторная работа
- •9.Тепловые эффекты химических процессов Лабораторная работа
- •Контрольные вопросы
- •10. Жесткость воды Введение
- •Лабораторная работа
- •Выполнение работы
- •11. Основы электрохимии. Гальванические элементы Лабораторная работа
- •Приложения
- •1.Константы диссоциации воды и некоторых слабых кислот и оснований в водных растворах (0,1 n)
- •2.Произведение растворимости труднорастворимых в воде веществ при 25оС
- •3.Константы нестойкости некоторых комплексных ионов
- •Литература
- •Содержание
Лабораторная работа
Реактивы:
1. Соляная кислота - 0.2 N
2. Гидроксид калия - 0.2 N
3. Метиловый оранжевый
4. Фенолфталеин
5. Метиловый красный
6. Лакмус
7. Уксусная кислота - конц.
8. Уксусная кислота разной концентрации: 0.1 М; 0.2 М; 1 М и т.д.
9. Гидроксид аммония разной концентрации : 0.1 М; 0.2 М; 1 М и т.д.
Опыт 1.
В 3 пробирки налить по 1 мл дистиллированной воды. Во вторую пробирку добавить 2 - 3 капли соляной кислоты, а в третью 2 - 3 капли гидроксида калия. С помощью универсальной бумаги определить рН растворов в каждой пробирке, затем в каждую пробирку добавить по 1-2 капли раствора метилового оранжевого. Отметить в таблице (см. следующую страницу) цвет индикатора и рН по универсальной бумаге. Повторить опыт для индикаторов, указанных в таблице.
Опыт 2.
Налить в пробирку 4 мл Н2О, прибавить 1 - 2 капли концентрированной уксусной кислоты и 2 капли метилового оранжевого. Какую окраску принимает раствор и почему ? Дать в журнале письменное объяснение. Составить уравнение электролитической диссоциации уксусной кислоты и уравнение для константы ее диссоциации.
|
|
Реакция раствора |
||||
Индикатор |
рН< 7 |
рН = 7 |
рН>7 |
|||
|
цвет |
универ. РН |
цвет |
унвер. РН |
цвет |
универ. РН |
1.Метиловый оранжевый 2.Метиловый красный 3.Фенолфталеин 4. Лакмус |
|
|
|
|
|
|
Разделить полученный раствор на две пробирки; в одну добавить несколько кристаллов ацетата натрия, взболтать и сравнить окраску растворов в обеих пробирках. Концентрация каких ионов изменилась ? Как изменился рН среды ? Используйте универсальный индикатор.
Опыт 3.
Получить стаканчик с раствором уксусной кислоты или гидроксида аммония. Вместе с лаборантом определить рН раствора с помощью рН-метра. Рассчитать концентрацию ионов водорода, концентрацию гидроксогрупп, степень и константу диссоциации вещества. Концентрацию вещества узнать у преподавателя.
Контрольные вопросы
1. Можно ли с помощью фенолфталеина отличить кислую среду от нейтральной?
2. Почему кислотно-основные индикаторы при изменении рН меняют окраску раствора ?
3. С помощью какого способа можно точно оределить рН : универсальный индикатор, основно-кислотный индикатор, рН-метр ?
4. При какой концентрации бромноватистой кислоты (К = 2,5 × 10-9) рН ее раствора равен 5?
Определить в каком растворе больше рН : 0,01 М растворе НС1 или 0.1 М растворе НCN? КHCN= 7.9 × 10-10.
9. Гидролиз солей Введение
В общем случае гидролиз – это разложение веществ водой. Гидролиз солей есть особая обменная реакция, протекающая между солью и растворителем - водой, приводящая к образованию малодиссоциирующих молекул или ионов.
Любую соль можно представить как продукт взаимодействия кислоты и основания, например,
NaCl : NaOH + HCl ® NaCl + H2O;
CH3COOK : CH3COOH + KOH ® CH3COOK + H2O;
NH4NO3 : NH4OH + HNO3 ® NH4NO3 + H2O;
Соль, растворенная в воде, как правило, полностью диссоциирована на ионы:
NaCl ® Na+ + Cl-;
CH3COOK ® CH3COO- + K+;
NH4NO3 ® NH4+ + NO3-.
Молекулы воды, окружающие ионы, могут быть для них источниками Н+ или ОН-:
CH3COO- + H2O « CH3COOH + OH-;
NH4+ + H2O « NH4OH + H+.
Однако на такое расщепление молекул воды способны не все ионы, а лишь анионы несильных кислот и катионы несильных оснований, которые с трудом теряют Н+ и ОН-:
CH3COOH « CH3COO- + H+ - слабая кислота;
NH4OH « NH4+ + OH- - слабое основание.
NaOH и HCl - сильные основание и кислота, то есть они легко теряют ОН- и Н+ в растворе:
NaOH ® Na+ + OH-,
HCl ® H+ + Cl-.
Обратные процессы не идут, следовательно, тем более не пойдут реакции:
Na+ + H2O ® NaOH + H+ ,
Cl- + H2O ®HCl + OH-.
Суммируя вышесказанное, можно заключить, что гидролизу подвержены соли, образованные несильными кислотами и несильными основаниями. Ниже приведены примеры процессов гидролиза солей.