До розчину солі цинку додати краплями розбавлений розчин NaOH до утворення осаду гідроксиду цинку. Поділити осад на 2 частини. До однієї частини долити надлишок розчину хлорводневої кислоти, а до другої - надлишок концентрованого розчину лугу NaOH. Що спостерігається у першому і в другому випадках? Пояснити зміну іонної рівноваги в насиченому розчині гідроксиду цинку. Складіть рівняння реакцій розчинення гідроксиду цинку в кислотному і лужному середовищах, враховуючи, що амфотерний гідроксид погано розчиняється у воді, а у лужних розчинах утворюється комплексна сполука.
Дослід 6. Реакції з утворенням осадів.
За допомогою таблиці розчинності визначити, які сполуки можливо використати для осадження іонів Ba2+, Zn2+, Fe2+. Зробити реакції утворення осадів з солями Na2CO3 та K3PO4 і вказати колір осадів. Написати рівняння реакцій в іонному вигляді.
Лабораторна робота № 8
ГІДРОЛІЗ СОЛЕЙ
Мета роботи: вивчення реакцій гідролізу солей різних типів, зміщення рівноваги реакцій гідролізу і визначення ступеня гідролізу солей.
Дослід І. Поведінка розчинів солей, утворених сильними основами і сильними кислотами.
Скляною паличкою, змоченою розчином натрій хлориду, торкнутися клаптика універсального індикаторного паперу. Визначити рН. Те ж саме зробити з розчином калій нітрату. Чи містять розчини взятих для досліду солей надлишок іонів H+ або OH-? Чи підлягають такі солі гідролізу? Пояснити, чому у розчинах цих солей рН < 7.
Дослід 2. Гідроліз солей, утворених сильними основами і слабкими кислотами.
Налити в окремі пробірки розчини натрій карбонату і натрій ацетату. Визначити реакції розчинів за допомогою індикаторів фенолфталеїну, метилоранжу і універсального індикаторного паперу. Скласти молекулярні й іонні рівняння реакцій гідролізу солей. Приклад:
К2СО3 « 2К+ + СО3 2- Гідролізу підлягає іон слабкого електроліту СО32-
СО3 2- + Н - ОН « НСО3- + ОН - коротке (іонне) рівняння гідролізу
К2СО3 + НОН « КНСО3 + КОН; повне (молекулярне) рівняння гідролізу рН > 7.
Пояснити, чому не йде друга стадія процесу.
Напишіть вираз для константи гідролізу цих солей. Розрахувати константи гідролізу Кг для 0,1М розчинів солей Na2CO3 і CH3COONa за рівнянням Кг =Кw /Kд (кисл). Константи дисоціації кислот дорівнюють: Kд1H2CO3 = 4.10-7 Кд2Н2СО3 = 5.10-11, KдCH3COOН = 1.10-5, Kw=[H+][ОН-]=10-14 . Для Na2СО3 гідроліз по першому ступеню пов’язаний з дисоціацією кислоти по другому ступеню (НСО3-« Н+ + СО32- ) і Кд2, тому Кг=Кw / Кд2.
Визначити ступінь гідролізу солей
за формулою b =
де С - концентрація солі, моль / л.
Ступінь гідролізу якої солі більше? Чому? В якому розчині концентрація іонів [ОН–] вище?
Дослід 3. Гідроліз солі, утвореної слабкою основою і сильною кислотою
Налити в окремі пробірки розчини солей магній сульфату і алюміній сульфату. Визначити реакції розчинів солей за допомогою індикатора метилоранжу. В розчині якої солі забарвлення метилоранжу інтенсивніше? Визначити рН розчину, використовуючи універсальний індикаторний папір. Написати іонно-молекулярне рівняння гідролізу і вирази констант гідролізу для цих солей.
Розрахувати константу гідролізу Кг для 0,1М розчинів солей Mg SO4 і Al2(SO4 )3 за рівнянням:
Кг = Кw / Кд (осн.); Kд2 Мg (ОН)2 = 2,5.10-3; Kд3 Al (OH)3 = 1,4.10-9.
Визначити ступінь гідролізу
солей з співвідношення b = 
, де С – молярна
концентрація солі. Ступінь гідролізу якої солі більше? В розчині якої солі
концентрація іонів [H+] вища?
На основі дослідів 2 і 3 зробіть висновок про вплив природи кислот і основ, які утворюють солі, на ступінь їх гідролізу.
Дослід 4. Гідроліз солі, утвореної слабкою основою і слабкою кислотою. Скляною паличкою, змоченою розчином амоній ацетату, торкнутися клаптика
універсального індикаторного паперу. Визначити рН розчину. Зробити висновок відносно реакції середовища розчину і пояснити його. Написати молекулярні та іонні рівняння реакції гідролізу солей цього типу.
Дослід 5. Зміщення рівноваги реакції гідролізу солі при розбавленні розчину.
Налити в пробірку приблизно 10 мл води і додати 1 каплю концентрова-ного розчину плюмбум нітрату. Спостерігати утворення осаду. Назвати іон, який гідролізується, пояснити, чому при розбавленні в пробірці з’явився осад. Скласти рівняння реакції гідролізу, зробити висновок про вплив розбавлення на зміщення рівноваги реакції гідролізу згідно з принципом ле Шательє.
Дослід 6. Зміщення рівноваги реакції гідролізу при зміні температури.
В пробірку налити 5 - 6 мл розчину натрій ацетату і одну - дві краплі індикатора фенолфталеїну. Вміст пробірки поділити на дві частини, одну з них залишити для порівняння, другу пробірку опустити до водяної бані і нагріти. Порівняти забарвлення індикатора в обох пробірках. Скласти рівняння реакції гідролізу солі. Зробити висновок про вплив температури на зміщення рівноваги згідно з принципом ле Шательє, враховуючи, що гідроліз - реакція ендотермічна.
Дослід 7. Незворотний процес гідролізу.
З таблиці розчинності виявити солі, що не існують у розчині, тобто підлягають повному (незворотному) гідролізу. До 4-5 крапель алюміній сульфату додати стільки ж розчину натрій карбонату. Спостерігати утворення осаду і пухирків газу. Який газ і який осад утворюються у цьому досліді?
Написати іонні і молекулярні рівніння гідролізу.
План 2000
Камінська Евгенія Георгієвна
Кельїна Світлана Юріївна
Мащенко Валентина Василівна
Лічко Олена Іванівна
МЕТОДИЧНІ ВКАЗІВКИ
Для підготовки до лабораторних робіт
з курсу хімії
Уважаемый посетитель!
Чтобы распечатать файл, скачайте его (в формате Word).
Ссылка на скачивание - внизу страницы.