Методика и выполнение работы:

Опыт 1. Сравнение химической активности электролитов

1. Возьмите две пробирки и налейте в одну из них 5 – 10 капель 1 н. раствора уксусной кислоты СН₃СООН, а в другую – столько же 1 н. соляной кислоты HCl.

2. В обе пробирки бросьте по одинаковому кусочку цинка.

Что наблюдаете? Отметьте, в какой пробирке выделение газа более энергично. Дайте объяснение. Напишите уравнения реакций в молекулярном и ионном видах.

Опыт 2. Смещение равновесия в растворах слабых электролитов под действием одноименных ионов

2.1. Смещение равновесия в ацетатных системах.

1. В пробирку до половины налейте разбавленный раствор уксусной кислоты и добавьте 1 – 2 капли раствора индикатора метилового оранжевого.

2. Разлить раствор на две пробирки, одну оставьте для сравнения, а в другую добавьте немного кристаллического ацетата натрия (CH₃COONa).

Сравнить окраски обеих пробирок и, пользуясь уравнением константы диссоциации, объясните причину смещения равновесия в сторону недиссоциированных молекул уксусной кислоты.

2.2. Смещение равновесия в растворе гидроксида аммония

1. В две пробирки по 3-4 капли внести 2 н. раствора аммиака и по 10 капель дистиллированной воды.

2. В первую пробирку добавить 1-2 капли фенолфталеина. Сюда же внесите 2-3 микрошпателя сухого хлорида аммония и размешайте раствор. Как изменилась окраска раствора. Почему?

3. Во вторую пробирку добавьте несколько капель раствора хлорида аммония до исчезновения запаха аммиака. В какую сторону сместилось равновесие?

4. Выясните причину смещения равновесия, для чего напишите уравнения реакций взаимодействия соли аммония с гидроксидом аммония в молекулярной и ионной форме. Как при этом изменяется концентрация компонентов системы ОН^-, NН₃, NH₄⁺? Как сместится равновесие при добавлении соляной кислоты? Почему?

5. Приготовьте контрольную пробирку для сравнения. Возьмите пробирку и внесите 4 капли 0.1 н. раствора гидроксида натрия и добавьте 1-2 капли фенолфталеина.

6. Напишите уравнение реакции превращения аммиака в гидроксид аммония. Какую окраску имеют растворы в первой и контрольной пробирках? Наличие какого иона обусловливает эту окраску?

Опыт 3. Определение рН растворов электролитов при помощи индикаторов

1. Для проведения опыта возьмите 7 пробирок.

2. Сначала подготовьте три контрольные пробирки, для чего в одну пробирку налейте 1 мл 1 н. раствора гидроксида натрия, во вторую – 1 мл 1 н. раствора соляной кислоты и в третью – дистиллированной воды.

3. В остальные четыре пробирки внесите по 2 мл воды и с помощью микрошпателя кристаллы солей: в первую – ацетата натрия CH₃COONa, во вторую – сульфата алюминия Al₂(SO₄)₃ или хлорида, в третью – карбоната натрия Na₂СO_3, четвертую – хлорида натрия NaCl. Тщательно перемешайте раствор в каждой пробирке.

4. Из 7-ми пробирок на полоски универсального индикатора нанесите по капле исследуемых растворов и сравните окраску со шкалой рН.

5. Затем добавить в каждую из пробирок 1 – 2 капли раствора лакмуса.

6. Определите какой цвет будут иметь универсальный индикатор и раствор лакмуса в кислой, щелочной и нейтральной средах? Отметьте окраску растворов солей в каждой пробирке и сравните их с окраской контрольных пробирок, определите реакцию среды растворов солей. Данные опыта запишите в табл. 7.1.

Таблица 7.1 – Определение рН растворов электролитов

№ п/п	Раствор	Цвет универсального индикатора	Цвет раствора в присутствии лакмуса	рН раствора
1	NaOH
2	HCl
3	H2O
4	CH3COONa
5	Al2(SO4)3
6	Na2СO3
7	NaCl

Контрольные вопросы и задания:

1. Какие вещества называют электролитами?

2. Что называют степенью диссоциации электролита? Какие электролиты называют слабыми, а какие – сильными?

3. Напишите в молекулярной и ионной форме реакции получения слабых оснований и кислот из растворов их солей: Fe(OH)₃, H₂S, HCN, Cu(OH)₂, CH₃COOH.

4. Что такое рН среды? Значение рН для кислой, щелочной и нейтральной сред.

5. Какие реакции называются необратимыми? Каковы признаки необратимости реакции?

6. Обратимые реакции, их особенность.

7. Чем характеризуется химическое равновесие?

8. Сформулируйте принцип Ле-Шателье.