Расчеты

* В выводах указывают полученный результат, метод исследования, относительную ошибку.

Вывод:

Дата _________ Занятие _______

Химическая термодинамика. II начало термодинамики.

Энтропия. Химическое равновесие.

Задания для самостоятельной работы

2.78; 2.84; 2.87; 2.94; 2.100; 2.110

Дата _______ Занятие ________

МОДУЛЬ №03. Химическая кинетика.

Задания для самостоятельной работы

3.8; 3.13; 3.53; 3.56; 3.67: 3.70; 3.83; 3.91; 3.97; 3.111

Дата __________ Занятие ____________

МОДУЛЬ 04. Свойства растворов

Задания для самостоятельной работы

4.59; 4.64; 4.68; 4.70; 4.72; 4.77; 4.12; 4.25; 4.43; 4.47; 4.54; 4.86; 4. 92; 4.100

Дата _________ Занятие ________

МОДУЛЬ №05. Протолитические равновесия и процессы.

Задания для самостоятельной работы

5.52; 5.53; 5.60; 5.67; 5.102; 5.106; 5.107; 5.120; 5.126; 5.128; 5.129; 5.131; 5.135

Лабораторная работа 6.2

Изучение простых и совмещенных протолитических равновесий.

Цель: Приобрести навыки химического эксперимента на примере качественных опытов по равновесиям гидролиза и ионизации.

Задание: Изучить протолитические равновесия с позиции конкуренции различных по силе оснований за протон. Рассчитать константы и степени гидролиза изучаемых солей.

Оборудование и реактивы:Набор пробирок в штативе, капельницы с растворами; пипетки глазные.

Растворы сульфита натрия, гидросульфита натрия, карбоната натрия, гидрокарбоната натрия, хлорида натрия, сульфата алюминия, ацетата аммония, уксусной кислоты, растворы метилового оранжевого и фенолфталеина, ацетат натрия кристаллический, универсальная индикаторная бумага.

Сущность работы: Изучение гидролиза различных солей и влияние температуры на смещение равновесия гидролиза ацетата натрия. Водные растворы солей, образованных слабыми кислотами и сильными основаниями, имеют щелочную среду. Формула расчета рН раствора соли, гидролизующейся по аниону:

рН = 7 + 0,5рК_а + 0,5lgc(B^-),

где с(B^-) - концентрация аниона, численно равная или кратная концентрации соли.

Водные растворы солей, образованных сильными кислотами и слабыми основаниями, имеют кислую среду. Формула расчета рН раствора соли, гидролизующейся по катиону:

рН = 7 – 0,5рК_b– 0?5lgс(НВ⁺),

где с(НВ⁺) – концентрация катиона, численно равная или кратная концентрации соли.

Реакции гидролиза обратимы, поэтому их равновесие описывается соответствующей константой гидролиза:

К_г= К(Н₂О)/ К_аи К_г= К(Н₂О)/ К_b

где К_аи К_b – константы диссоциации слабой кислоты и слабого основания.

По аналогии с законом разведения Оствальда степень гидролиза солей этих двух типов рассчитываются по формулам:

α= √ К(Н₂О)/ К_а∙ с₀ α= √ К(Н₂О)/ К_b∙ с₀,

где с₀– исходная концентрация солей.

В протолитическом совмещенном равновесии объектом конкуренции является протон. Выигрывает конкуренцию тот анион кислоты, который способен связать протон в более устойчивое соединение(т.е. обладающее меньшим значением константы кислотности). О преобладании того или иного процесса судят по значению общей констаныт совмещенного равновесия, которая определяется через частные константы кислотности.

Например: Na₂CO₃ + CH₃COOH = CH₃COONa + NaHCO₃

Ka(CH₃COOH)

K_общ= ---------------------

Ka(HCO₃^-)

Выполнение эксперимента:

Опыт 1. Гидролитические равновесия в растворах солей.

Ионные уравнения гидролиза:

Расчет рН растворов, констант и степеней гидролиза:

Вывод:

Опыт 2. Совместный гидролиз.

Ионное уравнение реакции:

Наблюдения:

Вывод:

Опыт 3. Влияние температуры на смещение равновесия гидролиза.

Ионное уравнение реакции:

Наблюдения:

Вывод:

Опыт 4. Совмещенные протолитические равновесия в растворах слабых кислот.

Уравнения реакций:

Наблюдения:

Расчет общей константы протолитического равновесия для каждого случая:

Вывод:

Опыт 5. Равновесие гидролиза и ионизации.

Ионное уравнение реакции:

Наблюдения:

Вывод:

Лабораторная работа 6.3