Лабораторна робота № 6 реакції в розчинах електролітів. Йонно-молекулярні рівняння

Література: 1. І.Є.Манековська. Хімія. Інтерактивний комплекс навчально-методичного забезпечення. Рівне – 2006. с.113-123.

2. І.Є.Манековська, М.В.Яцков. Хімія, частина 1 (загальнотеоре-тична). Рівне – 2004, с.105-115.

Експериментальна частина

1. Реакції з утворенням осадів

В три пробірки налити по 8-10 крапель розчинів натрій, магній та цинк сульфатів, потім в кожну пробірку прилити стільки ж розчину барій хлориду. Що спостерігається? Написати молекулярні, йонно-молекулярні та скорочені йонно-молекулярні рівняння реакцій.

2. Реакції з утворенням газуватих малорозчинних реч овин

2.1. Налити в пробірку 8-10 крапель розбавленої хлоридної кислоти і додати до неї трошки кальцій карбонату. Що спостерігається? Написати молекулярне, йонно-молекулярне та скорочене йонно-молекулярне рівняння реакції.

2.2. До 8-10 крапель розчину натрій карбонату додати стільки ж розбавленого розчину сульфатної кислоти. Написати молекулярне, йонно-молекулярне та скорочене йонно-молекулярне рівняння реакції.

3. Реакції з утворенням малодисоційованих речовин (слабких електролітів)

В пробірку налити 8-10 крапель розчину натрій ацетату і додати стільки ж розбавленої хлоридної кислоти. Спостерігати (по запаху) виділення ацетатної кислоти. Написати молекулярне, йонно-молекулярне та скорочене йонно-молекулярне рівняння реакції.

4. Зміщення йонної рівноваги при додаванні однойменних йонів

В пробірку налити 1-2 мл розбавленої ацетатної кислоти, додати 2-3 краплі розчину лакмусу. Відмітити колір розчину. Половину вмісту пробірки перелити в іншу пробірку і додати трошки кристалічного натрій ацетату. Перемішати вміст пробірки скляною паличкою. Порівняти колір розчинів в двох пробірках. Пояснити спостереження, застосувавши до йонної рівноваги принцип Ле Шательє.

Лабораторна робота № 7 йонний добуток води. Визначення та обчсилення водневого показника розчинів

Література: 1. І.Є.Манековська. Хімія. Інтерактивний комплекс навчально-методичного забезпечення. Рівне – 2006. с.125-131.

2. І.Є.Манековська, М.В.Яцков. Хімія, частина 1 (загальнотеоре-тична). Рівне – 2004, с.117-123.

Експериментальна частина

1. Визначення забарвлення індикаторів в нейтральному, кислому та лужному середовищах

Встановити в штативі 9 пробірок. В перші три пробірки налити ≈ по 1 мл дистильованої води, в інші три – ≈ по 1 мл 0,1М розчину хлоридної кислоти, в останні три – ≈ по 1 мл 0,01М розчину натрій гідроксиду. В кожну з трьох пробірок з дистильованою водою, кислотою та лугом додати по 1-2 краплі індикаторів метилоранжу, лакмусу, фенолфталеїну. Який колір набувають індикатори в різних середовищах?

Користуючись таблицею 7.1, визначити наближене значення рН досліджуваних розчинів та зробити висновок про доцільність використання того чи іншого індикатора для визначення реакції середовища.

2. Колориметричне визначення рН розчинів за допомогою універсального індикаторного паперу

В чотири пробірки налити ≈ по 1-2 мл 0,1М розчину сильної хлоридної кислоти, 0,01М розчину сильної основи натрій гідроксиду, 0,1М розчину слабкої ацетатної кислоти та 0,1М розчину слабкої основи амонійгідроксиду.

Таблиця 7.1

Інтервали переходу та характерне забарвлення деяких індикаторів

Індикатор	Інтервал переходу та забарвлення індикаторів
Метилоранж	рН < 3,1 червоний	3,1 < pH < 4,4 помаранчовий	рН > 4,4 жовтий
Лакмус	рН < 5 червоний	5 < pH < 8 фіолетовий	рН > 8 синій
Фнолфталеїн	рН < 8,2 безбарвний	8,2 < pH < 10,0 блідомалиновий	рН > 10 малиновий

Спостереження записати в таблицю 7.2.

Таблиця 7.2

Індикатор	Колір індикатора, наближене значення рН			Висновок
	дистильована вода	0,1М розчин HCl	0,01М розчин NaOH
Метилоранж
Лакмус
Фенолфталеїн

Скляною паличкою перенести краплю кожного розчину на смужку універсального індикаторного паперу і порівняти з еталонною шкалою кольорів. За допомогою універсального індикаторного паперу можна визначити рН з точністю до 1. Результати внести в таблицю 7.3.

3. Обчислення рН одноосновних кислот та однокислотних основ

Для обчислення рН користуються формулами:

1. Сильна одноосновна кислота рН = -lgС_М (кислоти).

2. Слабка одноосновна кислота рН = ½(рК_кисл. – lgС_{М (кисл.)}),

де рК_КИСЛ. = -lgК_{Д (КИСЛ.)} (К_Д – константа дисоціації кислоти).

3. Сильна однокислотна основа: рН = 14 – рОН;

рОН = -lgС_{М (ОСНОВИ)}

рН = 14 + lgС_{М (ОСНОВИ).}

4. Слабка однокислотна основа:

рН = 14 – ½ (рК_(ОСН.) – lgС_{М (ОСНОВИ)}) .

Обчислити рН розчинів вказаних кислот і основ. Внести результати обчислень в таблицю 7.3.

Визначити рН за допомогою рН-метра з точністю до 0,01. Результати представити в таблиці 7.3.

Таблиця 7.3

Електроліт	СМ, моль/л	Значення рН
		розраховане	за універсальним індикатором	за рН метром
HCl	0,1
CH3СООН	0,1
NaOH	0,01
NH4OH	0,1

4. Визначення активної реакції (рН) грунтового розчину

В три пробірки налити по 2-3 мл дистильованої води. В кожну з них покласти невеликі грудочки різних видів грунтів. Перемішати, дати відстоятись і з допомогою універсального індикаторного папірця визначити рН водних грунтових розчинів. Результати вимірювань внести в таблицю 7.4. Які речовини – СаSO₄, Са(ОН)₂, СаСО₃, Н₂SO₄, FeSO₄ – потрібно внести в грунтові розчини для їх нейтралізації? Після нейтралізації знову визначити рН ґрунтових розчинів.

Таблиця 7.4

№ пробірки з водою	Вид грунту	рН розчину	Речовини, які нейтралізують ґрунтовий розчин	рН після нейтралізації
1
2
3

ЛАБОРАТОРНА РОБОТА № 8

ДОЛІДЖЕННЯ ГІДРОЛІЗУ СОЛЕЙ

Література: 1. І.Є.Манековська. Хімія. Інтерактивний комплекс навчально-методичного забезпечення. Рівне – 2006. с.113-138.

2. І.Є.Манековська, М.В.Яцков. Хімія, частина 1 (загальнотеоре-тична). Рівне – 2004, с.125-129.

Експериментальна частина

1. Ступінчастий гідроліз солей. Зміщення рівноваги гідролізу

1.1. Гідроліз солей, утворених слабкими багатоосновними кислотами

1.1.1. В дві пробірки налити по 1-2 мл 0,1М розчинів натрій карбонату та натрій сульфіту. Визначити рН індикаторним папірцем. Написати скорочені йонно-молекулярні рівняння реакцій гідролізу цих солей. Пояснити, чому гідроліз відбувається за І-им ступенем. На основі одержаних значень рН та довідкових даних щодо К_ДИС. слабких кислот, які утворюють солі, встановити, яка сіль має більший ступінь гідролізу.

1.1.2. В пробірки з розчинами натрій карбонату та натрій сульфіту додати по 2-3 краплі хлоридної кислоти. Пояснити, чому виділяється газ і як впливає додавання кислоти на рівновагу гідролізу. Написати йонно-молекулярні рівняння ІІ-го ступеня гідролізу солей.

1.2. Гідроліз солей, утворених слабкими багатокислотними основами

1.2.1. В дві пробірки налити по 1-2 мл 0,1М розчинів ферум(ІІІ) хлориду та магній хлориду. Визначити рН розчинів універсальним індикаторним папірцем. Пояснити, чому гідроліз відбувається за І-им ступенем. Написати йонно-молекулярні рівняння реакцій.

1.2.2. До розчинів ферум(ІІІ) хлориду та магній хлориду додати по декілька крапель лугу до утворення осадів. Як впливає додавання лугу на рівновагу гідролізу? Написати йонно-молекулярні рівняння ІІ-го ступеня гідролізу для MgCl₂ та ІІ-го і ІІІ-го – для FeCl₃. На основі порівняння добутків розчинності слабких основ, що утворили ці солі, зробити висновок про ступені гідролізу солей. Результати дослідів звести в таблицю 8.1. (ДР(Mg(OH)₂)= 5 ^. 10^-12; ДР(Fe(OH)₃)= 3 ^. 10^-38).

Таблиця 8.1

Показники	Солі, які гідролізуються
	Na2CO3	Na2SO3	FeCl3	MgCl2
Продукти гід-ролізу за 1-шим ступенем
Значення рН. Характеристика середовища
Яка речовина додається для підсилення гідролізу
Кількість мож-ливих ступенів гідролізу
Кінцеві продук-ти гідролізу
КДИС. або ДР слабких елек-тролітів, які утворюють сіль