МИНИСТЕРСТВО ОБРАЗОВАНИЯ МОСКОВСКОЙ ОБЛАСТИ ГБОУ СПО МО «ОРЕХОВО-ЗУЕВСКИЙ ГОСУДАРСТВЕННЫЙ ПРОФЕССИОНАЛЬНО-ПЕДАГОГИЧЕСКИЙ КОЛЛЕДЖ»

МИНИСТЕРСТВО ОБРАЗОВАНИЯ МОСКОВСКОЙ ОБЛАСТИ
ГБОУ СПО МО «ОРЕХОВО-ЗУЕВСКИЙ ГОСУДАРСТВЕННЫЙ
ПРОФЕССИОНАЛЬНО-ПЕДАГОГИЧЕСКИЙ КОЛЛЕДЖ»
"Методическое пособие по химии
(лабораторные работы по теме "Растворы электролитов")"
1 курс СПО
Разработал:
Преподаватель ГБОУ
СПО МО ОЗГППК
Старицкая Н.В.
Орехово-Зуево
2013 г.
Предлагаемая методическая разработка является руководством
при выполнении лабораторных работ по теме "Растворы
электролитов" Разработка содержит теоретическое введение,
контрольные вопросы и экспериментальную часть.
Цель разработки: изучить основные положения теории
электролитической диссоциации, привить студентам навыки
химического мышления и теоретического толкования
наблюдений и выводов вытекающих из эксперимента.
Предусматривается индивидуальное выполнение работ каждым
студентом, поэтому составлены варианты лабораторных paбот.
Данное методическое пособие предназначается для студентов
первого курса всех специальностей дневного и заочного обучения
I. ТЕОРИТИЧЕСКОЕ ВВЕДЕНИЕ
Процесс распада электролита на ионы под действием полярных молекул
растворителя называется электролитической диссоциацией.
I.I. Основные положения
электролитической диссоциации
I. Электролиты при растворении в растворителе частично или полностью
распадаются на ионы
HNO2
H+ + NO2-
2. Положительно заряженные ионы называются катионами, отрицательно
заряженные ионы называют анионами.
3. Процесс диссоциации - процесс обратимый: параллельно с распадом
молекул на ионы (диссоциацией) идет процесс соединения ионов в молекулs
(моляризация). Следовательно, диссоциацией характеризуется состояние
равновесия
HCN
H+ + CN-
Отношение числа молекул электролита, распавшихся на ионы, к общему
числу его молекул в растворителе называется степенью электролитической
диссоциации (α). Выражается в процентах или долях единицы.
По степени электролитической диссоциации электролиты делятся на:
I. Сильные электролиты, имеющие α > 30% ( HNO3 , HCl , KOH , Ba(OH)2 ,
Na2SO4 и др. ).
2.Средние электролиты со степенью диссоциации от 3% до 30% ( HNO2 ,
H3PO4 , H2SO2 и др. ).
3.Слабые электролиты имеют α < 3% ( H2CO3 , NH4OH , H2S , H2O ).
Степень электролитической диссоциации зависит от природы
электролита и растворителя , от концентрации (для одного и того же
электролита α увеличивается с разбавлением раствора) , от температуры.
У сильных электролитов с повышением температуры & уменьшается, у
слабых проходят через максимум (в области 600C).
Сильные электролиты в водных растворах диссоциированы практически
нацело. Слабые электролиты в водных растворах диссоциируют только
частично, а в растворе устанавливается равновесие
NH4OH
NH4+ + OH-
Применяя к этому равновесию закон действия масс, получаем уравнение
константы равновесия
KD = ( NH4+ * OH- ) / NH4OH
Константа равновесия, отвечающая диссоциация слабого электролита,
называется константой диссоциации. Она зависит от природы электролита и
растворителя, от температуры, но не зависит от концентрации. Изменением
концентрации ионов [ NH4+ ] , [ OH- ] можно совместить равновесие в
растворе слабого электролита ( NH4OH ). При этом понижается степень его
электролитической диссоциации ( α ) константа диссоциации остается
постоянной.
I.2. Классы неорганических соединений с точки зрения
электролитической диссоциации.
I.2.I Гидроксиды
По характеру связи и диссоциации гидроксиды делятся на: кислотные
(кислоты), основные (основания), амфотерные.
Кислотными гидроксидами называются электролиты, диссоциирующие в
водных растворах с образованием иона водорода (H+)
HCl
H+ + Cl-
Многоосновные кислоты диссоциируют ступенчато:
I ступень H2SO3
H+ +HSO3- ,
KI = ( H+ * HSO3- ) / H2SO3 ;
2 ступень HSO3-
H+ + SO32- ,
KII = ( H+ * SO32- ) / HSO3- .
I.2.2. Основные гидроксиды
Основными гидроксидами называется электролиты, диссоциируищуе в
водных растворах с образованием гидроксид-ионов (OH-)
KOH
K+ + OH-
Многокислотные гидроксиды диссоциируют ступенчато:
I ступень
Mg(OH)2
II ступень
MgOH+
MgOH+ + OHMg2+ + OH-
I.2.3. Амфотерные гидроксиды
Амфотерными гидроксидами называется электролиты, диссоциирущие в
водных растворах к с образованием иона водорода (H+) , так и с
образованием гидроксид-ионов (OH-)
2H+ + ZnO22-
Zn(OH)2
Zn2 + 2OH- .
В растворе амфотерного электролита при увеличении концентрации H+
(добавление сильной кислоты, например, HCl ) , равновесие смостится на
сторону диссоциации как основания
Zn(OH)2 + 2NaO = 2HCl + 2H2O .
При увеличении концентрации ионов OH- (добавление NaOH) равновесие
сместится на сторону диссоциации , как кислоты
Zn(OH)2 + 2NaOH = Na2ZnO2 + 2H2O .
I.2.4. Соли
Соли можно определить как электролиты, диссоциирующие в водных
растворах на основные кислотные остатки. Соли диссоциируют: а)средние в
одну ступень
Al2(SO4)8
2Al3+ + 3SO42-
б) кислые в две ступени:
I ступень Na2HPO4
II ступень HPO42-
2Na+ + HPO42- ,
H+ + PO43-
в) основные в две ступени:
I ступень AlOHSO4
II ступень AlOH2+
AlOH2+ + SO42- ,
Al3+ + OH- .
I.3. Произведение растворимости
Растворение вещества происходит до тех пор пока не установится
равновесие между осадком и его ионами в растворе. В момент наступления
равновесия раствор сразу становится насыщенным.
PbS
Pb2+ + S2- .
осадок
раствор
В насыщенном растворе малорастворимого электролита произведение
концентрации ионов является величиной постоянной при данной
температуре. Эта величина называется произведением растворимости (ПР).
Значение величин ПР приводятся в справочниках.
ПР = [Pb2+] * [S2-] = 1,1 * 10-29
Пользуясь величинами ПР, можно объяснить образование и растворение
осадков. Осадок выпадает, когда произведение концентраций ионов в
растворе превышает величину произведения растворимости.
I.1. Реакции ионного обмена
Химические реакции в водных растворах электролитов протекают между
ионами. Ионные реакции протекают в сторону образования: а)
труднорастворимых веществ (осадков) ; б) легколетучих веществ (газов); в)
слабых электролитов и комплексных ионов.
Реакции изображаются уравнениями двух типов: молекулярными и онномолекулярными . При составлении уравнений следует соблюдать
следующий порядок:
I. Записать молекулярное уравнение, расставить коэффициенты
Cu(NO3)2 + 2NaOH = Cu(OH)2 + 2NaNO3 .
2. Решить вопрос о силе каждого из входящих в уравнение электролитов,
используя при этом таблицу растворимости (нерастворимые вещества
записываются в виде молекул), величины степени диссоциации и константы
диссоциации (сильные электролиты записываются в виде ионов, слабые - в
виде молекул). Так, для данной реакции соли Cu(NO3) и NaNO3 растворимы,
NaOH - основание с α < 30% , является сильным электролитом. Cu(OH)2 нерастворимое основание.
3. Составить полное ионно-молукелярное уравнение
Cu2+ + 2NO3- + 2Na+ + 2OH- = Cu(OH)2
+ 2Na+ + 2NO3-
4. Записать кратко ионно-молекулярное уравнение, исключить ионы, не
претерпевшие изменений
Cu2+ + 2OH- = Cu(OH)2
Эта последняя форма уравнения передает сущность взаимодействия
электролитов в растворах.
I.4.I. Примеры составления ионно-молекулярных уравнений
I. Реакции, идущие с образованием осадка
ZnSO4 + Na2S = ZnS
+ Na2SO4 ,
Zn2+ + SO42- +2Na+ + S2- = ZnS
Zn2+ + S2- = ZnS
+ 2Na+ + SO42- ,
.
2. Реакции, идущие с образованием легколетучих веществ
Na2CO3 + 2HCl = 2 NaCl + H2O + CO2
,
2Na+ + CO32- + 2H+ + 2Cl- = 2Na+ + 2Cl- + H2O + CO2
,
CO32- + 2H+ = H2O + CO2
3. Реакции, идущие с образование слабого электролита
NH4Cl + NaOH = NH4OH + NaCl ,
NH4+ + Cl- + Na+ + OH- = NH4OH + Na+ + Cl- ,
NH4+ + OH- = NH4OH .
Для Решения Этой задачи надо помнить, что в растворе только сильные
электролиты могут дать ионы. Ионы HPO42- может дать растворимая соль,
например, Na2HPO4. Ионы OH- - сильное основание, например, NaOH. Ионы
PO42- - растворимая соль, Na3PO4. Тогда уравнение примет такой вид
Na2HPO4 + NaOH = Na3PO4 + H2O .
Судить о правильности полученного уравнения можно, написав его снова в
ионно-молекулярной форме.
I.5. Водородный показатель
Вода является слабым эелментом электролитом, диссоциирующим по
уравнению : H2O
H+ + OHПроизведение концентрации ионов [H+] [OH-] называется ионным
произведением воды [H+]* [OH-] = Kв
Числовое значение при t = 220C равно Кв = 10-14. Реакция среды зависит от
соотношения концентрации ионов [H+]и [OH-] в растворе. В нейтральной
среде [H+] = [OH-] = 10-7 моль/л. Вместо [H+] чаще пользуются десятичным
логарифмом концентрации ионов водорода, взятым с обратным знаком. Эта
величина обозначает рH и называется водородным показателем. PH = - lg[H+].
Тогда в нейтральной среде рH = 7 . В кислотной среде
[H+] > [OH-] т.е [H+] > 10-7 моль/л (например, [H+] = 10-8 моль/л, 10-10моль/л)
и рH > 7 .
Поскольку сильные бинарные электролиты кислот и целочей полностью
диссоциируют на ионы, то концентрацию ионов [H+] и [OH-] в разбавленных
растворах этих электролитов можно считать равной общей молярной
концентрации кислоты или щелочи.
Пример: Определить концентрацию ионов [H+] , [OH-] и рН в 0,01 М растворе
HCl. HCl - сильный электролит
HCl
H+ + Cl- .
Следовательно, [H+] равна концентрации кислоты в растворе, т.е.
[H+] = 1 * 10-2 моль/л ; pH = - lg [H+] . Так как [H+] * [OH-] = 10-14 , то
[OH-] = 10-14 / [H+] = 10-14 / 10-2 = 10-12 моль/л ,
рOH
= - lg[OH-] , pOH = 12 .
I.6. Гидролиз солей
Процесс взаимодействия соли с водой, в результате которого образуется
слабый электролит, называется гидролизом.
Причина гидролиза является образование слабых электролитов вследствие
взаимодействия ионов соли с молекулами воды, в результате чего
нарушается равновесие диссоциации воды и изменяются концентрации
ионов [H+] или [OH-] .
В реакции гидролиза вступают соли, имеющие анион слабой кислоты или
катион сильным основанием, гидролизу не подвергаются.
Типы гидролиза:
I. Гидролиз по аниону. По этому типу гидролизу подвергаются соли,
образованные сильным основанием и слабой кислотой. Например NaCH3COO
NaCH3COO + H2O
NaOH + CH3COOH ,
Na+ +CH3COO + H2O
CH3COO- + H2O
Na+ + OH- + CH3COOH ,
OH- + CH3COOH .
Соли, имеющие многозарядный анион (например, Na2S , Na2CO3 , K2SiO3 и
др.), гидролизуются ступенчато
Na2S + H2O
NaHS = NaOH ,
2Na+ + S2- + H2O
S2- + H2O
Na+ + HS- + Na+ + OH- ,
HS- + OH-
Образовавшаяся кислая соль в свою очередь тоже подвергается гидролизу
NaHS + H2O
NaOH + H2S ,
Na+ + HS- + H2O
HS- + H2O
Na+ + OH- + H2S ,
OH- + H2S .
Как видно, реакция гидролиза сопровождается образованием ионов OH- ,
следовательно растворы таких солей будут иметь щелочную среду и рН > 7 .
2. Гидролиз по катиону. В этом случае гидролизу подвергаются соли,
образованные слабым основанием и сильной кислотой. Например, хлорид
аммония
NH4Cl + H2O
NH4OH + HCl ,
NH4+ + Cl- + H2O
NH4+ + H2O
NH4OH + H+ +Cl- ,
NH4OH + H+ .
Соли, имеющие многозарядный катион (например, CuCl2 , Cr(No3)3 , Al2(SO4)3
и др.) гидролизуются ступенчато.
Cu(NO3)2 + H2O
CuOHNO3 + HNO3 ,
Cu2+ + 2NO3- + H2O
Cu2+ + H2O
CuOH+ + NO3- + H+ + NO3- ,
CuOH+ + H+ .
По второй ступени идет гидролиз образовавшейся основной соли:
CuOHNO3 + H2O
Cu(OH)2 + HNO3 ,
CuOH+ + NO3- + H2O
CuOH+ + H2O
Cu(OH)2 + H+ + NO3- ,
Cu(OH)2 + H+
В результате гидролиза таких солей происходит уменьшение концентрации
ионов OH- и увеличение концентрации ионов H+. Реакция растворов этих
солей будет кислая , рН < 7 .
3.Гидролиз по катиону и аниону (двусторонний). Такому гидролизу
подвергаются соли, образованные слабым основанием и слабой кислотой.
Например, ацетат аммония - NH4CH3COO , сульфид аммония (NH4)2S и др.
NH4CH3COO + H2O
NH4+ + CH3COO- + H2O
NH4OH + CH3COOH ,
NH4OH + CH3COOH .
Реакция растворов таких солей зависит от соотношения констант
диссипации кислоты и основания, образующих соль. Если KD кислоты
больше KD основания, то раствор имеет слабокислотную реакцию, при
обратном соотношении - слабощелочную. Так как KCH3COOH = 1.75 * 10-5 ,
поэтому реакция среды ацетата аммония нейтральна, рН = 7 .
2. КОНТРОЛЬНЫЕ ВОПРОСЫ
I. Дайте определения кислотам, щелочам, солям о точки зрения теории
электролитической диссоциации.
2. Запишите уравнение константы диссоциации угольной кислоты по первой
и второй ступени.
3. Составьте уравнения электролитической диссоциации следующих веществ:
Fe2(SO4)3 , MgOHNO3 , NaHSO4 , H3ASO4 , H2S , Ca(HCO3)2 ,(CuOH)2CO3 , Br(OH)2 ,
Al(OH)3 .
4. Be(OH)2 - амфотерный гидроксид. Составьте ионно-мелекулярные
уравнения растворения Be(OH)2 в кислоте и щелочи.
5. Составьте ионные уравнения образование нерастворимых веществ:
Ag3PO4 , CaCO3 , Mn(OH)2 , PbSO4 .
6. В растворе, содержащий ионы Ca2+ и Ba2+ добавили H2SO4.
Осадок какой соли выпадет в первую очередь и почему?
7. Рассчитайте величину РН в 0,1 м растворе NaOH.
8.Составьте уравнения реакций гидролиза солей : AlCl3 , K2SO3 , Fe(NO3)2 ,
CuSO4 , Cr2S3 , (NH4)2CO3
3. Экспериментальная часть
Приборы и реактивы: Химические стаканы (на 100 мл). Пробирки.
Стеклянные пипетки. Водяная баня. Шпатель. Асбестовая сетка.
Газовые горелки.
Раствора: гидроксида аммония, гидроксида натрия, гидроксида
калия, уксусной кислоты, серной кислоты, соляной кислоты, азотной
кислоты, карбоната натрия, дихлорида кальция, хлорида железа (III),
силиката натрия, хлорида бария, сульфата алюминия, сульфата натрия,
сульфата меди (II), хлорида кобальта (II), хромата калия, нитрата бария,
нитрата свинца (II), нитрата ртути (I), хлорида калия, иодида калия,
сульфида калия, сульфата цинка, хлорида олова (II), хлорида бериллия,
сульфата хрома (III).Твердые вещества: хлорид аммония, ацетат натрия,
карбонат натрия , сульфат алюминия, нитрат натрия, карбонат аммония,
нитрат свинца, хлорид калия, сульфит натрия, сульфат аммония, хлорид
натрия, фосфат натрия, хлорид бериллия, ацетат свинца, натрат
кальция, хлорид бария, сульфат цинка.
Индикаторы : фенолфталеин, метиловый оранжевый, лакмус.
3.1. Смещение ионного равновесия в растворе слабого электролита.
3.1.1. Налейте в две пробирки по 5-6 капель 0,1н раствора гидроксида
аммония и по 1 капле раствора фенолфталеина. Отметьте изменение
окраски раствора. Под действием каких ионов индикатор изменил
окраску?
В одну из пробирок добавьте 1 кристалл хлорида аммония. Пробирку
встряхните несколько раз. Наблюдайте ослабление интенсивности
окраски раствора. Объясните причину изменения окраски раствора.
Напишите уравнение диссоциации и выражение константы
диссоциации для гидроксида аммония. Что называется степенью
диссоциации и от каких факторов она зависит?
3.1.2. Налейте в две пробирки по 5- 6 капель O,IH раствора уксусной
кислоты и по I- 2 капли раствора метилового оранжевого. Отметьте
изменение окраски раствора. Под действием каких ионов изменился цвет
индикатора? Затем в одну из пробирок внесите 2- 3 кристалла ацетата натрия
(NaCH3COO). Пробирку встряхните несколько раз. Сравните причину
изменения окраски раствора в пробирках. Объясните причину
интенсивность окраски раствора. Напишите уравнение диссоциации и
выражение для константы диссоации уксусной кислоты. Какие факторы
влияют выражение на константу диссоциации?
3.2. Образование слабой кислоты
В пробирку внесите 5- 7 капель раствора ацетона (NaCH3COO) и
несколько капель серной кислоты, концентрации I : I, перемешайте раствор
стеклянной палочки и слегка подогрейте. Определите по запаху, что реакция
протекла в сторону образования слабой уксусной кислоты. Напишите
молекулярное и ионно- молекулярное уравнение реакции. Запишите
выражение константы записывая диссоциации для уксусной кислоты. Для
каких электролитов записывается к константа диссоциации?
3.3. Образование слабого основания
В пробирку внесите 5-7 капель раствора хлорида аммония и несколько
капель раствора щелочи 2H , подогрейте раствор. По запаху определите
выделение аммиака. Смочите лакмусовую бумажку водой и поднесите к
отверстию пробирки. Как изменился цвет лакмусовой бумажки? В щелочной
среде лакмус имеет синий цвет.
Напишите молекулярное и ионно-молекулярное уравнение реакции
образования слабого основания и уравнение его распада на аммиак и воду.
Запишите выражение для константы диссоциации гидроксида аммония. От
каких факторов зависит величина константы диссоциации?
3.4. Образование слабого электролита воды
Возьмите в две пробирки по 5- 7 капель 2H раствора щелочи и добавьте по
одной капле фенолфталеина. Под влиянием каких ионов окрасился
фенолфталеин в малиновый цвет? В одну из пробирок добавляйте по каплям
2H раствор соляной кислоты, во вторую - 2H раствор уксусной кислоты до
обесцвечивания раствора. Чем объясняется исчезновения гидроксид- ионов
при добавлении кислоты? В каком случае обесцвечивания наступило
быстрее? Напишите молекулярное и ионно-молекулярное уравнения
реакций нейтрализации щелочи соляной и уксусной кислотами. Почему
равновесие ионного процесса смещается в сторону образования воды при
наличии в левой части равенства малодиссоциированных молекул уксусной
кислоты?
3.5. Образование летучих продуктов реакции и малорастворимых веществ.
В две пробирки налейте по 5- 7 капель раствора карбоната натрия.
Проверьте наличие в растворе иона CO32- для чего в одну из пробирок
добавьте несколько капель дихлорида кальция. Какое вещество выпало в
осадок ? Напишите молекулярное и инно-молекулярное уравнение реакций.
В другую пробирку добавьте несколько капель 2H соляной кислоты и слегка
подогрейте до прекращения выделения газа и добавьте несколько капель
дихлорида кальция. Почему не выпадает осадок? Составьте молекулярное и
инно-молекулярное уравнение реакции взаимодействия соды с соляной
кислотой. Запишите ступенчатую диссоциацию угольной кислоты и константу
диссоциации для первой степени.
3.6. Образование малородственных веществ
3.6.1. В три пробирки внесите по 3-4 капли растворов: в первую – хлорид
железа (III), во вторую – силиката натрия, в третью – разбавленной серной
кислоты. Добавьте в них по такому же количеству растворов: в первую –
гидроксида натрия , во вторую – соляной кислоты , в третью – хлорида бария.
Наблюдайте выпадение осадков.
Напишите в молекулярном и инно-молекулярном виде уравнения
протекающих реакций. Как определяется направление реакций в растворах
электролитов?
3.6.2. Три пробирки внесите по 3-4 капли растворов сульфата натрия,
сульфата алюминия и серной кислоты. В каждую пробирку добавьте по 2-3
капли раствора хлорида бария. Наблюдайте выпадение осадков. Составьте
молекулярное и инно-молекулярное уравнение протекающих реакций.
Решите вопрос, какой ион является реактивом на сульфат-ион?
3.6.3. В пробирку налейте 3-4 капли раствора сульфата меди и избыток
раствора едкого натра. Наблюдайте выпадение осадка гидроксида меди.
Нагрейте пробирку, отметьте выпадение черного осадка оксида меди.
Составьте уравнение протекающих в реакций в молекулярной и инномолекулярной форме. В другую пробирку налейте 5-6 капель сульфата меди
и только 2-3 капли гидроксида натрия. Отметьте цвет образующегося осадка.
Нагрейте пробирку, почернения осадка не наблюдается, т.к в этом случаи
выпадает осадок не гидроксид меди, а гидроксосульфат меди. Составьте
молекулярное и ионно-молекулярное уравнение протекающей реакции и
сделайте вывод, при каких условиях образуется основная соль.
3.6.4. В пробирку поместите 5-6 капель раствора соли хлорида кобальта и по
каплям добавляйте раствор гидроксида натрия. Выпадающий вначале
осадок синего цвета соответствует основной соли гидронсохлорида
кобальта. Продолжайте приливать гидроксид натрия до изменения окраски
осадка и получения гидроксида кобальта. Напишите молекулярные и ионномолекулярные уравнения протекающих реакций.
3.6.5. Налейте в одну пробирку 2-3 капли раствора сульфата железа (II), а во
вторую – такой же объем раствора сульфата меди (II). Прилейте в обе
пробирки 3-4 капли раствора сульфида аммония. Отметьте цвета выпавших
осадков. Составьте молекулярные и ионно-молекулярные уравнения
реакций.
3.6.6. Налейте в три пробирки по 5-7 капель растворов солей железа (II),
кобальта (II) и никеля (II) и подействуйте на низ раствором гидроксида калия.
Нужный для опыта раствор FeSO4 приготовьте сами, растворив несколько
кристалликов соли в небольшом объеме воды. Отметьте цвета выпавших
осадков. Напишите молекулярные и ионно-молекулярные уравнения
протекающих реакций.
3.7. Зависимость последовательности выпадения осадков
малорастворимых веществ от величины их произведения растворимости.
3.7.1 В две пробирки налейте 10-12 капель дистиллированной воды и в
каждую добавьте по 1-2 капли раствора хромата калия K2CrO4. Затем в одну
пробирку добавьте одну каплю нитрата свинца, а в другую – одну каплю
нитрата бария. Отметьте цвет осадков и интенсивность их выпадения. В
какой пробирке осадок выпадает быстрее? Ответ мотивируйте на основе
произведения растворимости. Составьте молекулярные и ионномолекулярные уравнения протекающих реакций. Напишите выражение
произведения растворимости для хромата свинца.
3.7.2. В одной пробирке получите осадок сульфата свинца, взяв 2-3 капли
раствора сульфата натрия, добавьте к ним столько же раствора нитрата
свинца (II). В другой пробирке получите осадок хромата свинца PbCrO4 из
хромата калия и нитрата свинца. Заметьте цвет выпавших осадков. В третью
пробирку внесите по 3 капли тех же растворов сульфата натрия и хромата
калия, перемешайте раствор и добавьте 2 капли нитрата свинца. Определите
по цвету, какое вещество выпало в осадок в первую очередь. Найдите
величину произведения растворимости каждой из этих солей и объясните
последовательность выпадения исследуемых вами солей свинца. Составьте
молекулярные и ионно-молекулярные уравнения протекающих реакций.
3.8. Образование осадков и произведение растворимости
3.8.1. Поместите в одну пробирку 2-3 капли раствора соли нитрата свинца, а в
другую – субнитрата ртути Hg2(NO3)2 в каждую пробирку добавьте по 2-3
капли соляной кислоты. Наблюдайте выпадение осадков. Составьте
молекулярные и ионно-молекулярные уравнения реакций. Пробирки с
осадком нагрейте на пламени горелки. В каком случае осадок растворился?
Объясните наблюдаемое явление, учтя, что величины: ПРPbCl2 = 1,7 * 10-5 ,
ПРHg2Cl2 = 2 * 10-18 . Запишите выражения произведений растворимости для
этих солей .
3.8.2. В две пробирки налейте по 3-4 капли раствора нитрита свинца. В одну
из них прибавьте такой же объем раствора хлорида калия, а в другую –
такой же объем раствора иодида калия. В какой из пробирок выпал осадок?
Объясните полученный результат, используя значения произведений
растворимости. Составьте молекулярные и ионные уравнения реакций.
3.9. Получение малорастворимых солей и произведение растворимости
Внесите в пробирку 2-3 капли раствора свинца и три капли раствора сульфата
натрия. Какое вещество выпало осадок? Составьте молекулярные и ионномолекулярные уравнения протекающих реакций. Дайте осадку отстояться 23 минуты, для лучшего отделения осадка раствора его можно разбавить
водой. Слейте жидкую фазу, а на осадок подействуйте раствором сульфата
натрия. Как изменится цвет осадка, какое вещество образовалось? Учтя
величины произведений растворимости ПРP8SO =2*10-8 и ПPPBS=1*10-29
объясните причину перехода одного осадка в другой.
3.10. Условия растворения осадков в результате химического
взаимодействия
В двух пробирках получите дигидрокид магния, внеся в каждую по две капли
растворов соли магния и едкого натра. Добавьте в первую пробирку 2Н
раствор соляной кислоты по каплям, переливая содержимое пробирки
встряхиваем, отсчитывая число капель, необходимых для полного
растворения осадка. Во вторую пробирку добавьте 2Н раствор хлорида
аммония, также встряхивая пробирку и отсчитывая капли, до полного
растворения осадка. Результаты отчета запишите в журнал. Напишите
уравнения реакций в молекулярном и ионном виде.
В чем заключается условие растворения осадков?
3.11. Амфотерные электроны
Налейте в две пробирки 1-2 капли раствора одной из перечисленных ниже
солей и по каплям прибавляете к нему раствор гидроксида натрия. Отметьте
цвет образовавшегося осадка. Затем на осадок в одной пробирке
подействуйте 2Н раствором азотной кислоты, а в другой –IO%ным раствором
гидроксида натрия или калия. Составьте уравнения протекающих реакций и
молекулярном и ионно- молекулярном виде. Почему полученный гидроксид
ведет себя в кислотном растворе как основание, а в щелочном- как кислота?
Напишите диссоцицию изученного гидроксида. Напишите графическую
формулу гидроксида и покажите наибольшую степень полярности связей.
№ опыта
3.11.1
3.11.2
3.11.3
3.11.4
3.11.5
3.11.6
Соль для
ZnSO4
CrCl3
SnCl2
Pb(NO3)2
AlCl3
BeCl2
опыта
3.12. Окраска интекаторов в различных средах
В девять пробирок налейте по IO капель дистиллированной воды и добавьте
в три из них растворов нейтрального лакмуса, в три другие- метилового
оранжевого, в последние три- фенолфталенина (по1-2 капли). Запишите
окраску индикаторов в нейтральной среде. Добавьте в три пробирки но
нескольку капельку капель раствора щелочи и отметьте окраску индикаторов
а в другие три- по нескольку капель раствора соляной кислоты и отметьте
окраску индикаторов в кислотной среде, три пробирки- для сравнения.
Результата опыта запишите в виде таблице
Названия индикатора Кислая
Нейтральная
Щелочная
Лакмус
Фенолфталеин
Метиловый
оранжевый
3.13. Гидролиз солей.
В четыре пробирки налейте по 1мл нейтрального раствора лакмуса (лакмус
для гидролиза). В три пробирки введите по 1- 2кристалла перечисленных
ниже солей. Четвертая пробирка служит для сравнения полученных окрасок.
Какие из испытуемых солей подверглись гидролизу? Составьте в
молекулярном и ионно- молекулярном виде уравнения гидролиза. Отметьте
в каком случае РН среды. Что называется степенью гидролиза и от каких
факторов она зависит? Составьте графические формулы солей.
№ опыта
3.13.1.
3.13.2.
3.13.3.
Соли для
Na2CO3
(NH4)2CO3 Na2SO3
Опыта
Al2(SO4)3
Pb(NO3)2
NaNO3
KCl
3.13.4.
NaCH3COO
(NH4)2SO4 AlCl3
BeCl2
Pb(NO3)2
NaCl
KNO3
BaCl2
3.13.8.
K2CO3
Na3PO4
Al(NO3)2
Pb(C2H3O2)2
Ca(NO3)2
KSO4
KJ
Предполагаемые варианты лабораторных работ
Вариант
3.13.6.
Na2SjO3
3.13.7.
Na3PO4
3.13.5
ОПЫТЫ
1.
3.1.1
3.2
3.6.1
3.11.1 3.12
3.13.1
2.
3.1.2
3.3
3.6.2
3.11.2 3.12
3.13.2
3.
3.1.1
3.4
3.6.3
3.11.3 3.12
3.13.3
4.
3.1.2
3.5
3.6.4
3.11.4 3.12
3.13.4
5.
3.1.1
3.2
3.6.5
3.11.5 3.12
3.13.5
6.
3.1.2
3.3
3.6.6
3.11.6 3.12
3.13.6
7.
3.1.1
3.4
3.7.1
3.11.1 3.12
3.13.7
8.
3.1.2
3.5
3.7.2
3.11.2 3.12
3.13.8
9.
3.1.1
3.2
3.6.1
3.11.3 3.12
3.13.1
10.
3.1.2
3.3
3.6.2
3.11.4 3.12
3.13.2
11.
3.1.1
3.4
3.6.3
3.11.5 3.12
3.13.3
12.
3.1.2
3.5
3.6.4
3.11.6 3.12
3.13.4
13.
3.1.1
3.2
3.6.5
3.11.1 3.12
3.13.5
14.
3.1.2
3.3
3.6.6
3.11.2 3.12
3.13.6
15.
3.1.1
3.4
3.7.1
3.11.3 3.12
3.13.7