12.2. Порядок виконання роботи

Дослід 1. Визначення реакції середовища в розчинах солей.

У шість пробірок налити по 2-3 мл розчину лакмусу. У п’ять пробірок внести, користуючись скляною паличкою приблизно однакову кількість кристалів солей: в І – калію (натрію) ацетату, в ІІ – алюмінію сульфату, в ІІІ – натрію карбонату, в ІV – амонію карбонату, в V – натрію хлориду. В VІ пробірку нічого не додавати, використовуючи її як контрольну. За зміною забарвлення лакмусу зробити висновок про реакцію середовища в розчині кожної солі. Пояснити результати досліду і записати відповідні рівняння гідролізу солей.

Дослід 2. Дослідження факторів, які впливають на інтенсивність проходження гідролізу.

а) Вплив сили кислоти та основи, що утворюють сіль, на ступінь гідролізу.

Солі, що відрізняються силою кислот, якими вони утворені, тобто натрію сульфіт (Na₂SO₃) та натрію карбонат (Na₂CO₃) за допомогою скляної палички в невеликій кількості перенести у дві пробірки і додати по 5-6 мл дистильованої води. У кожний розчин внести по 1-2 краплі розчину фенолфталеїну. За інтенсивністю забарвлення індикатора зробіть висновок про ступінь гідролізу цих солей.

Напишіть іонно-молекулярні рівняння гідролізу аніону кожної солі за першим ступенем. Для солей, що відрізняються силою основ, якими вони утворені, тобто алюмінію сульфат (Al₂(SО₄)₃) та магнію сульфат (MgSО₄), визначте, користуючись універсальним індикаторним папером, в якому з розчинів солі концентрація іонів Н⁺ є більшою?

Cкладіть рівняння гідролізу катіонів Al³⁺ та Mg²⁺ за першим ступенем. Поясніть, ступінь гідролізу якої солі повинен бути більшим за однакових концентрації та температури.

Зробіть загальний висновок щодо впливу сили кислоти та основи, які утворюють сіль, на ступінь гідролізу.

б) Вплив температури на ступінь гідролізу солі.

Налити в пробірку ½ її об’єму дистильованої води та внести в неї за допомогою мікрошпателя натрій ацетат. Написати іонно-молекулярне рівняння гідролізу аніону солі. Яке значення буде мати рН розчину ацетату натрію: менше 7 чи більше 7?

Додайте в пробірку з розчином солі одну краплину розчину фенолфталеїну. Про яку реакцію середовища свідчить забарвлення індикатора?

Розділіть розчин солі на дві частини. Одну пробірку залиште для порівняння, іншу – нагрійте до кипіння на водяній бані. Який висновок про зміну концентрації іонів ОН^ в розчині можна зробити на основі зміни забарвлення фенолфталеїну при нагріванні? В якому напрямку зміщується рівновага гідролізу при нагріванні розчину?

Охолодіть нагріту пробірку холодною водою. Як змінюється інтенсивність забарвлення індикатору? В якому напрямку зміщується рівновага гідролізу в цьому випадку?

Лабораторна робота 13

рН-метричне визначення ступеню та константи дисоціації слабкої кислоти

Мета роботи: навчитися з допомогою приладу вимірювати рН розчинів та експериментально дослідити вплив концентрації на значення ступеню дисоціації слабкого електроліту.

13.1. Короткі теоретичні відомості

При розчиненні електролітів (солей, кислот та основ) у воді відбувається їх електролітична дисоціація – розкладання на позитивні та негативні іони.

Сильні електроліти дисоціюють необоротно, повністю. Отже, в розчинах сильних електролітів немає молекул, а існують тільки іони. До сильних електролітів належать кислоти: HNO₃, H₂SO₄, HClO₄, HCl та інші; гідроксиди лужних і лужноземельних металів NaOH, KOH, Ca(OH)₂, Ba(OH)₂; середні солі.

Слабкі електроліти дисоціюють частково. Число, яке показує, яка частина розчиненого електроліту продисоціювала, називається ступенем дисоціації α. Чим більший ступінь дисоціації, тим сильніший електроліт; α сильного електроліту дорівнює одиниці. При нагріванні та розведенні α слабкого електроліту, відповідно до принципу Ле Шательє, збільшується.

Концентрація кожного утвореного при дисоціації іона с_іон = αnс, де с – концентрація електроліту, n – число іонів даного типу, утворених при дисоціації однієї молекули.

Процес дисоціації слабкого електроліту оборотний. У розчині молекули та іони перебувають у рівновазі: НА  Н⁺ + А^; МОН  М⁺ + ОН^

слабка кислота слабка основа

Константа рівноваги процесу дисоціації слабкого електроліту називається константою дисоціації K.

[H⁺] [A^] [M⁺] [OH^]

Для слабкої кислоти K = , для слабкої основи K = .

[HA] [MOH]

Константа дисоціації змінюється при нагріванні і не залежить від концентрації.

Ступінь і константа дисоціації математично зв’язані залежністю, відомою як закон розведення Оствальда:

α²

K =   с. (13.1)

1 – α

Для дуже слабких електролітів (α << 1) закон розведення має вигляд:

K = α²с. (13.2)

Закон розведення описує дисоціацію слабких бінарних електролітів, тобто електролітів, які дисоціюють на два іони.