Експериментальна частина

1. Іонні реакції з утворенням слабкого електроліту

а) Вводять у пробірку кілька кристалів амоній хлориду і доливають 2 – 3 мл розчину натрій гідроксиду. Визначають газ, що виділяється, по запаху, злегка нагрівши пробірку. Складають рівняння реакції.

б) Вводять у пробірку розчин натрій ацетату і доливають розчин сульфатної кислоти. Визначають по запаху появу оцтової кислоти. Складають рівняння реакції.

2. Іонні реакції з утворенням осадів

а) Наливають у три пробірки по кілька крапель розчину барій хлориду і додають в одну з них розчин натрій сульфату, в другу – розчин сульфатної кислоти, у третю – розчин алюміній сульфату. Спостерігають появу однакових осадів. Складають рівняння реакцій.

б) Наливають в одну пробірку 2 – 3 краплі розчину ферум (II) сульфату, а в іншу – такий же об’єм розчину купрум (ІІ) сульфату. В обидві пробірки доливають розчин натрій сульфіду. Складають рівняння реакцій.

Контрольні завдання

1. Скласти молекулярні й іонні рівняння для наступних реакцій:

а ) Al₂(SO₄)₃ + Pb(NO₃)₂

б ) ZnS + HCl

в ) Zn(OH)₂ + NaOH

г ) HCN + NaOH

д ) Fe(OH)₃ + HNO₃

Лабораторна робота № 9

ІОННИЙ ДОБУТОК ВОДИ. ВОДНЕВИЙ ПОКАЗНИК.

ГІДРОЛІЗ СОЛЕЙ

Цілі:

Теоретичні положення.

Дано:

Визначити:

Техніка безпеки:

Методика досліджень.

Протокол досліджень.

Обробка результатів експерименту.

Висновки:

Питання для підготовки до захисту лабораторної роботи.

Список літератури.

Вимоги до оформлення.

Подаються ідентично вимогам стандарту ДСТУ 3008-95. Документація. Звіти у сфері науки і техніки. Структура і правила оформлення.

Структура звіту:

– тема;

– цілі лабораторної роботи;

– матеріали та обладнання;

– методика досліджень (умови, за яких проводиться дослід, схеми приладів);

– протокол досліджень(спостереження, рівняння реакцій, що проходять, таблиці);

– обробка результатів експерименту;

– висновки.

Оцінювання лабораторної роботи

Загальні вимоги до виконання лабораторної роботи, що мають забезпечити максимальну оцінку:

• повна відповідність звіту про виконання лабораторної роботи методичним рекомендаціям;

• володіння теоретичним матеріалом щодо предмету досліджень;

• загальна та професійна грамотність, лаконізм і логічна послідовність викладу матеріалу;

• відповідність оформлення звіту чинним стандартам.

Припущені недоліки, що знижують оцінку:

Помилка при постановці експерименту:

– не перевірена герметичність приладу;

– показання знімаються не за нижнім краєм меніску води;

– пробірка не щільно закрита пробкою, що приводить до втрати водню.

Помилка у розрахунках при обробці результатів експерименту.

Розрахована відносна помилка визначення молярної маси еквівалента металу перевищує 3%.

Порушення правил техніки безпеки.

Вода – дуже слабкий електроліт. У незначному ступені вона дисоціює на іони

Н₂О ↔ Н⁺ + ОН^¯

Застосувавши закон дії мас до цього оборотного процесу, одержимо

К = .

Оскільки іонів водню і гидроксида у воді незначна кількість, то практично вона буде знаходитися у вигляді молекул. Тоді при 22 ^оС

Н⁺∙ОН^¯ = 1,8∙10⁻¹⁶ Н₂О

Число моль води в 1 л дорівнює масі її, поділеної на молярну масу (густина води дорівнює 1 г/см³):

Н₂О = 1000/18 = 55,56 моль

Н⁺∙ОН^¯ = 1,8∙10⁻¹⁶ 55,56 = 10⁻¹⁴

Н⁺∙ОН^¯ = 10⁻¹⁴ – іонний добуток води є сталою величиною для даної температури.

Кількість іонів водню і гідроксиду у чистій воді однакова

[H⁺] = [OH^¯] = 10⁻⁷моль/л.

Концентрацію іонів Н⁺ розраховують за формулою:

Н⁺ = С ∙ к,

де С – молярна концентрація, моль/л;  – ступінь дисоціації; к – кількість іонів, що утворюються при дисоціації однієї молекули кислоти.

За концентрацією іонів водню в розчині судять про характер середовища:

Н⁺ = 10⁻⁷ – нейтральне

Н⁺  10⁻⁷ – кисле

Н⁺  10⁻⁷ – лужне

Більш зручно характеризувати середовище не за концентрацією іонів водню, а за її десятковим логарифмом з протилежним знаком. Цю величину називають водневим показником

.

Якщо рН розчину дорівнює 7, середовище нейтральне, рН > 7 – лужне, рН < 7 – кисле. Практично рН змінюється в межах від 0 до 14. Іноді за аналогією з водневим показником

.

Для будь-якого водного розчину при 22 ^оС

рН + рОН = 14; рН = 14 – рОН (рОН = 14 – рН).

Середовище можна також характеризувати за допомогою кислотно-основних індикаторів. Найбільш розповсюдженими з них є лакмус, фенолфталеїн і метилоранж.

Гідролізом солей називається взаємодія іонів солі з водою. Можливі наступні випадки гідролізу:

а) сіль, утворена сильною основою і слабкою кислотою:

KCN + H₂O = HCN + KOH

CN^¯ + H₂O = HCN + OH^¯ – середовище лужне, рН > 7.

б) сіль, утворена слабкою основою і сильною кислотою:

NH₄Cl + H₂O = NH₄OH + HCl

NH₄⁺ + H₂O = NH₄OH + H⁺ – середовище кисле, pH < 7

в) сіль, утворена слабкою кислотою і слабкою основою:

CH₃COONH₄ + H₂O = CH₃COOH + NH₄OH

Середовище залежить від відносної сили слабкої кислоти або слабкої основи, що утворюються в результаті гідролізу.

Солі, утворені сильними кислотами і сильними основами, практично гідролізу не піддаються.

При гідролізі солей слабких багатоосновних кислот реакція протікає східчасто, причому на першій стадії в розчині утворюються не вільні кислоти, а кислі солі:

І стадія – Na₂CO₃ + H₂O = NaHCO₃ + NaOH; CO₃²⁻ + H₂O = HCO₃^¯ + OH^¯;

ІІ стадія – NaHCO₃ + H₂O = NaOH + H₂СО₃; HCO₃^¯ + H₂O = H₂СО₃ + OH^¯.

Якщо сіль утворена багатокислотною основою, то гідроліз також відбувається східчасто і утворюється не вільна основа, а основна сіль:

І стадія – ZnCL₂ + H₂O = ZnOHCl + HCl; Zn²⁺ + H₂O = ZnOH⁺ + H⁺

ІІ стадія – ZnOHCl + H₂O = Zn(OH)₂ + HCl; ZnOH⁺ + H₂O = Zn(OH)₂ + H⁺.

За другою і третьою стадіями гідроліз протікає в незначному ступені.

Ціль – дослідити процеси гідролізу у розчинах солей.