Самостійна поза аудиторна робота студентів.

1. Типи солей, в залежності від їх складових: катіона і аніона.

2. Гідроліз солей, утворених катіонами слабких основ і аніонами слабких кислот.

3. Чинники, які сприяють посиленню і ослабленню гідролізу.

4. Роль процесу гідролізу в організмі людини.

5. Умови утворення осадів.

6. Умови розчинності осадів.

Контрольні питання:

1. Записати математичний вираз добутку розчинності (ДР) для хромата Аргентума (Ag₂CrO₄), гідроксиду магнію Mg(OH)₂ , фосфату барію Ba₃(PO₄)₂/

2. Яка із наведених солей піддається гідролізу:

а) NaCl; б) Pb(CH₃COO)₂ в) KNO₃ г) Na₂SO₄

3. Яка з наведених солей не піддається гідролізу:

а) NaCl; б) Pb(CH₃COO)₂ в) Na₂СO₃ г) NН₄Cl.

4. Обчислити ДР солі, якщо відомо, що в насиченому розчині AgСl при 25⁰С міститься 1,86*10^-3 г солі в 1 л.

Самостійна робота на занятті.

Виконати лабораторні роботи.

1. Визначити значення рН середовища при гідролізі солей.

2. Вивчити вплив температури на процес гідролізу.

3. Розрахувати ДР запропонованої викладачем солі.

Методика виконання роботи.

Робота1. Визначити значення рН середовища при гідролізі солей.

В окремі пробірки внести по декілька кристаликів солей: 1) хлориду амонію; 2) карбонату натрію; 3) ацетату натрію; 4) хлориду натрію; 5) нітрату плюмбуму.

В кожну пробірку влити по 0,5 мл води і 2 краплі універсального індикатора (або шматочок паперового універсального індикатора). Зафіксувати значення рН середовища у розчині кожної з пробірок, зрівнюючи забарвлення з еталоном. Результати записати у протокол. Для кожної солі скласти рівняння реакції гідролізу: молекулярні і йонні (повні і скорочені). Зробити висновок.

Робота 2. Вивчити вплив температури на процес гідролізу.

В пробірку налити 2 мл розчину ацетату натрію з концентрацією 0,1 моль/л і додати 2-3 краплі індикатора фенолфталеїну. Звернути увагу на забарвлення розчину. Розчин нагріти до кипіння. Що спостерігається? Обережно охолодити пробірку в холодній воді. Зробити висновок про вплив температури на процес гідролізу.

Робота 3. Розрахувати ДР запропонованої викладачем солі.

Кожна ланка (2-3 студентів) одержує від викладача завдання розрахувати ДР конкретної солі [AgCl, Ag₂CrO₄, BaSO₄, Ca₃(PO₄)₂, Mg(OH)₂, CaCO₃, Fe(OH)₃, CaSO₄] за наступною схемою:

а) записати рівняння реакції дисоціації:

AgCl ↔ Ag⁺ + Cl^-

тверда фаза насичений розчин

б) рівняння константи рівноваги:

в) враховуючи, що тверда фаза не входить у рівняння константи рівноваги, тоді дістанемо:

K_s = [Ag⁺][Cl^-]

У насиченому розчині малорозчинного електроліту при певній температурі добуток молярних концентрацій йонів є величиною сталою. Цю константу називають добутком розчинності.

ДР_(AgCl) = K_s = [Ag⁺][Cl^-]

Якщо відомо, що концентрація насиченого розчину AgCl при 25⁰С 1,86*10^-3 г в 1 л, то визначаємо молярну концентрацію розчину:

М_(AgCl) = 143,3 г/моль

Із кожного моль AgCl маємо 1 моль/л [Ag⁺] і 1 моль/л [Cl^-]

Тоді добуток розчинності:

ДР_(AgCl) =(1,3*10^-5)² = 1,78*10^-10 моль²/л²

Якщо записувати для електроліту у загальному вигляді.

AmBn↔mA⁺+ nB^-

ДР_(AmBn) = [A⁺]^m∙[B^-]ⁿ

За даною схемою розрахувати ДР для запропонованої вам солі і зробити відповідний висновок.