Отсутствие гидролиза в растворах.

Соли, образованные катионом сильного основания и анионом сильной кислоты (например, LiBr, K₂SO₄, NaClO₄, BaCl₂, Ca(NO₃)₂ и др.) гидролизу не подвергаются, т.к. ни катион, ни анион соли не могут при взаимодействии с водой образовать молекулы слабых электролитов. Водные растворы таких солей имеют нейтральную реакцию среды (pH = 7). Практически не гидролизуются также и труднорастворимые соли (CaCO₃, Mg₃(PO₄)₂ и др.) из-за очень низкой концентрации ионов в водных растворах этих солей.

 

ЭКСПЕРИМЕНТАЛЬНАЯ ЧАСТЬ

Опыт №1. Определение рН водных растворов электролитов.

Цель работы: определение водородного показателя среды методами визуального колориметрирования и рН-метрии.

№ п/п	Формула соли	Окраска лакмуса	Реакция среды	рН среды
Индикаторная бумага	рН - метр
	0,1 н HCl
	0,1 н NaOH
	0,1 н Na2CO3
	0,1 н AlCl3

Опыт №2. Ионно-обменные реакции.

 

Работа с таблицей растворимости.

2а) Получение осадков соли.

Ход работы: в пробирку накапать 3 капли растворимой соли (SnCl₂, AlCl₃, Cr₂(SO₄)₃, ZnSO₄, Pb(NO₃)₂ и т.д.) и добавить 1 каплю другого растворимого вещества (выбрать самостоятельно), чтобы в результате реакции образовалась нерастворимая соль. Написать уравнения реакции в молекулярной, ионно-молекулярной и ионной формах.

Б) Получение амфотерного гидроксида и исследование его свойств.

Ход работы: получить в двух пробирках осадок гидроксида металла взаимодействием растворимой соли со щелочью: поместить по 5 капель соли в каждую пробирку и добавить по 1-2 капли (строго!) NaOH до образования осадка. Напишите уравнения реакции в молекулярной, ионно-молекулярной и ионной формах.

Затем в первую пробирку добавьте кислоту до полного растворения осадка (кислоту выбрать по таблице растворимости). Напишите уравнения реакции в молекулярной, ионно-молекулярной и ионной формах.

Во вторую пробирку добавьте избыток NaOH до полного растворения осадка. Напишите уравнения реакции в молекулярной, ионно-молекулярной и ионной формах. Сделайте вывод. Составьте схему диссоциации амфотерного гидроксида.

 

Опыт №3. Гидролиз солей.

Цель работы: опытным путем изучить реакцию гидролиза солей и смещение равновесия гидролиза.

 

а ) Реакция cреды в растворах различных солей.

Задание:

1.Используя нейтральный раствор лакмуса, определите реакцию cреды в растворах данных ниже солей.

2.По результатам опыта установите:

- типы солей, подвергающихся гидролизу при растворении в воде;

- реакцию среды в растворе гидролизующейся соли;

- типы солей, гидролизующихся ступенчато.

3.Напишите ионно-молекулярные и молекулярные уравнения реакций гидролиза солей.

4.Приведите определение реакции гидролиза соли.

 

Ход работы: В 7 пробирок до ⅓ их объема налить нейтральный раствор лакмуса. Один из растворов используйте в качестве контрольного. В остальных пробирках растворите по микрошпателю кристаллических солей в следующей последовательности: ацетат натрия, хлорид алюминия, ацетат аммония, хлорид натрия, карбонат аммония, карбонат натрия. Растворы тщательно перемешайте стеклянными палочками (каждый раствор отдельной палочкой) и сравните окраски их с окраской контрольного раствора. Результаты наблюдений запишите в ниже следующую таблицу.

Реакция среды в растворах различных солей и склонность их к гидролизу

 

Формула соли	Тип соли, соль образуют	Гидролиз	Вид гидролиза	pH p-pa
основ.	кислота	по Ktn+	по Anm-
(сила электролита)
СH3COONa	сильное (NaOH)	слабая CH3COOH	-	СH3COO-	простой	>7

 

Сформулируйте выводы по пунктам 2 и 4 задания. Выполните пункт 3 задания.

Б) Влияние температуры на равновесие гидролиза соли.

Цель опыта: Экспериментально установить влияние температуры на равновесие в растворе гидролизующейся соли.

 

Ход работы: В пробирку наполовину объема налейте 1 н раствор ацетата натрия и добавьте 2-3 капли фенолфталеина. Объясните окрашивание раствора (в какой цвет?), составив ионно-молекулярное уравнение реакции гидролиза данной соли. Разделите раствор на две части и одну из пробирок нагрейте. Как изменилась окраска раствора? В каком направлении сместилось равновесие гидролиза соли при повышении температуры? Охладите пробирку током водопроводной воды. Что происходит с окраской раствора? В какую сторону сместилось равновесие гидролиза? Результаты опыта сведите в таблицу:

Смещение равновесия гидролиза при изменении температуры

Ионно-молекулярное уравнение гидролиза СН₃ СОО Na:
СН₃ СОО^- + НОН <== > CH₃COOH + OH^-

Изменение температуры	Изменение окраски раствора	Направление смещения равновесия	Изменение сте- пени гидролиза
Повышение
Понижение

 

Сделайте вывод о влиянии температуры на степень гидролиза соли. Определите, экзо-, или эндотермична реакция гидролиза соли (ответ мотивируйте на основе принципа Ле Шателье).

 

 

Лабораторная работа №9

ОПРЕДЕЛЕНИЕ ОБЩЕЙ ЖЕСТКОСТИ ВОДЫ МЕТОДОМ КОМПЛЕКСОНОМЕТРИЧЕСКОГО ТИТРОВАНИЯ

(Глинка Н.Л.,2000, глава 37, Коровин Н.В., 2000, §12.3)

Теоретические сведения.

Жесткость воды обусловлена содержанием в ней растворимых солей кальция и магния, гидрокарбонатов, хлоридов и сульфатов. Различают временную и постоянную жесткость воды. Временная жесткость определяется содержанием в воде растворимых гидрокарбонатов кальция и магния. При кипячении воды гидрокарбонаты переходят в малорастворимые карбонаты:

Ca(HCO₃)₂ = CaCO₃ ¯ + CO₂ + H₂O

Mg(HCO₃)₂ = Mg(OH)₂¯ + 2CO₂

Карбонатную жесткость также можно удалить химическими способами, например, известкованием:

Ca(HCO₃)₂ + Ca(OH)₂ = CaCO₃ ¯+ 2H₂O

Таким образом временная жесткость устраняется.

Постоянная (некарбонатная) жесткость обусловлена присутствием в воде хлоридов и сульфатов кальция и магния. Некарбонатную жесткость можно удалить химическими способами:

CaCl₂ + Na₂CO₃ = CaCO₃ +2NaCl

Сумма временной и постоянной жесткости составляет общую жесткость. Выражается жесткость в миллимоль эквивалентных ионов Ca⁺² и Mg⁺² на литр воды.

Вода с жесткостью менее 4 ммоль-экв/л называется мягкой, от 4 до 8 - средней и от 8 до 12 - жесткой.

В настоящее время жесткость воды определяют комплексонометрическим методом с применением реактива Na₂H₂Y^.2H₂O двунатриевой соли ЭДТА (этилендиаминтетрауксусной кислоты) - Комплексона III или Трилона Б.

 

Трилон Б имеет следующую структуру:
Гексадентатный комплекс Комплексоны являются лигандами и образуют со многими катионами комплексы. Например, в нашем случае, с катионом Са+2 образуется следующий комплекс:

Реакция взаимодействия катиона с ЭДТА в растворе можно представить уравнением:

Ca⁺² + H₂Y^2- = 2H⁺ + CaY^2-

где Y^2- - анион ЭДТА.

ЭКСПЕРИМЕНТАЛЬНАЯ ЧАСТЬ

Порядок выполнения работы

1. Заполнить бюретку раствором Трилона Б с концентрацией 0.025 моль-экв/л.

2. Взять пипеткой пробу воды 50 мл и поместить в коническую колбу. Добавить в воду 1 мл аммиачного буферного раствора (NH₄OH + NH₄Cl), для поддержания рН в интервале 9-10, и на кончике шпателя немного сухого индикатора "Эриохром черный".

3. Титровать воду раствором Трилона Б до изменения окраски с красно-фиолетовой в синюю. Отметить объем Трилона Б по бюретке.

4. Результаты титрования занести в таблицу:

№ п/п	Объем воды, мл V	Объем Трилона Б, мл Vтр	Концентрация трилона Б, моль-экв/л
			0.025
			0.025
			0.025
Среднее значение			0.025

 

5. Расчет жесткости воды:

V ^. C_H = V_тр ^. C_н(тр)

C_{H( )} =

где V_(тр) и V - объем растворов в мл, С - концентрация ионов Са²⁺ и Mg ²⁺ в воде (ммоль-экв/л), C_н(тр) - концентрация трилона Б моль-экв/л.

Жесткость воды в баллах:

 

Ж = С_н ^. 1000 ммоль- экв/л H₂O

6. Зарисовать бюретку, пипетку и коническую колбу.

7. Сделать вывод.

 

Лабораторная работа №10

Окислительно-восстановительные реакции

(Глинка Н.Л.,2000, 9.1-9.3, Коровин Н.В., 2000, §9.1)

Цель работы: опытным путем изучить окислительно-восстановительные реакции и установить:

а) зависимость окислительно-восстановительных свойств вещества от степени окисления атома в молекуле;

б) влияние реакции среды на характер протекания окислительно-восстановительных реакций;

в) выработать навыки составления уравнений окислительно-восстановительных реакций методом электронного баланса.

 

Теоретические сведения.

Степень окисления - это условный заряд атома в молекуле, вычисленный в предположении, что молекула состоит из ионов и в целом электронейтральна.

Наиболее электроотрицательные элементы в соединении имеют отрицательные степени окисления, а атомы элементов с меньшей электроотрицательностью - положительные.

Степень окисления - формальное понятие; в ряде случаев степень окисления не совпадает с валентностью.

Например: N₂H₄ (гидразин)

степень окисления азота – -2; валентность азота – 3.

Расчет степени окисления

Для вычисления степени окисления элемента следует учитывать следующие положения:

1. Степени окисления атомов в простых веществах равны нулю (Na⁰; H₂⁰).

2. Алгебраическая сумма степеней окисления всех атомов, входящих в состав молекулы, всегда равна нулю, а в сложном ионе эта сумма равна заряду иона.

3. Постоянную степень окисления имеют атомы: щелочных металлов (+1), щелочноземельных металлов (+2), водорода (+1) (кроме гидридов NaH, CaH₂ и др., где степень окисления водорода -1), кислорода (-2) (кроме O⁺²F₂^-1 и пероксидов, содержащих группу –O–O–, в которой степень окисления кислорода -1).

4. Для элементов положительная степень окисления не может превышать величину, равную номеру группы периодической системы.

 

Примеры:

V₂⁺⁵O₅^-2; Na₂⁺¹B₄⁺³O₇^-2; K⁺¹Cl⁺⁷O₄^-2; N^-3H₃⁺¹; K₂⁺¹H⁺¹P⁺⁵O₄^-2; Na₂⁺¹Cr₂⁺⁶O₇^-2

⇐ Предыдущая3456789101112Следующая ⇒

Поделиться:

Воспользуйтесь поиском по сайту: