Лабораторная работа

Опыт 1

Ионные равновесия в растворах слабых кислот на примере уксусной кислоты.

Налейте в две пробирки по 5 мл раствора уксусной кислоты и прибавьте в каждую по 2-3 капли раствора метилового оранжевого. Обратите внимание на окраску обоих растворов. Затем в одну из пробирок добавьте сухой соли CH₃COONa, перемешайте до полного растворения и наблюдайте изменение окраски. Объясните, что при этом происходит. Напишите соответствующие ионные уравнения реакций.

ВЫВОД:

Опыт 2

Амфотерные электролиты

Налейте в пробирку 1-2 мл раствора алюминия сульфата. По каплям приливайте к нему раствор натрия гидроксида до образования осадка Al(OH)₃. Раствор с осадком разлейте в две пробирки: в одну из них прибавьте избыток раствора щелочи, в другую – кислоты. Что наблюдается? Составьте уравнения протекающих в пробирках реакций. Объясните растворение амфотерных гидроксидов в щелочах и кислотах.

ВЫВОД:

Вопросы:

1. Что понимается под электролитической диссоциацией веществ в растворах?

2. Какие вещества относятся к электролитам и неэлектролитам?

3. Изложите основные положения теории электролитической диссоциации.

4. Объясните процесс электролитической диссоциации в воде веществ с ионным типом связи.

5. Как происходит электролитическая диссоциация в воде веществ с ковалентным типом связи?

6. Что называется степенью диссоциации? Какие факторы влияют на степень диссоциации?

7. Что называется константой диссоциации? Какие электролиты подвергаются в растворах ступенчатой диссоциации? Напишите выражения констант диссоциации H₂Sи Н₂СО₃ по первой и второй ступеням. От каких факторов зависит константа диссоциации?

8. Какая взаимосвязь существует между степенью и константой диссоциации слабых электролитов? Сформулируйте закон разведения Оствальда.

9. Приведите примеры сильных электролитов. Почему для сильных электролитов применяют понятие «кажущаяся степень диссоциации»?

10. Что понимается под коэффициентом активности?

11. Что понимается под активностью электролита?

12. Что называют ионной силой раствора? Закон Дебая-Хюккеля. Формула Дебая-Хюккеля. Вычислите ионную силу 0,01 молярного раствора соли Na₃PO₄.

13. Роль электролитов в процессах жизнедеятельности.

Литература

1. Общая химия. Биофизическая химия. Химия биогенных элементов. Учеб.для мед. спец. вузов / Ю.А. Ершов, В.А. Попков, А.С. Берлянд и др. Под ред. Ю.А. Ершова. – М.: Высш. шк., 1993.

2. Практикум по общей химии. Биофизическая химия. Химия биогенных элементов: учеб. Пособие для студентов мед.спец. вузов / Ю.А. Ершов, А.М. Кононов, С.А. Пузаков и др.; под ред. Ю.А. Ершова, В.А. Попкова. – М.: Высш. шк., 1993.

Занятие 24 Гидролитические равновесия в растворах солей. Реакции необратимого гидролиза.

Студент должен знать:

а) Определение гидролиза. Типы гидролиза в зависимости от природы соли.

б) Гидролиз АТФ.

Студент должен уметь:

а) Писать уравнения гидролиза различных типов солей.

б) Рассчитывать значения константы гидролиза и значения рН для различных типов солей.

в) Экспериментально определять по значению рН тип соли, степень ее гидролиза.

г) Объяснять образование кислых, основных солей, доказать их значения рН.

б) Объяснять, почему не подвергаются гидролизу соли сильного основания и сильной кислоты.

Содержание обучения.

Под гидролизом понимают реакции разложения вещества водой.

Гидролиз – частный случай сольволиза – взаимодействие растворенного вещества и растворителя.

Гидролизу могут подвергаться: белки, жиры, углеводы, эфиры, соли и т.д.

Гидролизом соли называют взаимодействие соли с молекулами воды, приводящее к образованию малодиссоциированных соединений.

В зависимости от природы соли вода выступает либо как кислота, либо как основание, а соль является соответственно сопряженным основанием или сопряженной кислотой.

Возможны четыре варианта гидролиза в зависимости от типа соли:

1. Соли сильной кислоты и слабого основания:

(рН < 7)

2. Соль слабой кислоты и слабого основания:

(рН ≈ 7)

3. Соль сильного основания и слабой кислоты:

(рН > 7)

Гидролиз характеризуется степенью гидролиза α и константой гидролиза K.