1.2 Проведення дослідів

Дослід 1. Гідроліз розчинів солей.

1. Налити в пробірку розчин Na₂CO₃ і випробувати середовище універсальним індикаторним папірцем. Заповнити відповідну таблицю. Написати рівняння реакції.

2. Налити в пробірку розчин Al₂(SO₄)₃ і випробувати середовище універсальним індикаторним папірцем. Заповнити відповідну таблицю. Написати рівняння реакції.

3. Налити в пробірку розчин (NaCl) і випробувати середовище універсальним індикаторним папірцем. Заповнити відповідну таблицю. Написати рівняння реакції.

4. Налити в пробірку розчин Pb(CH₃COO)₂ і випробувати середовище універсальним індикаторним папірцем. Заповнити відповідну таблицю.

5. Написати рівняння реакції гідролізу солей в молекулярній та іонній формі.

Таблиця

№	Формула солі	Якою основою утворена	Якою кислотою утворена	РН Середо-вища	Реакція середовища
					Кисла	Нейтральна	Лужна
1
2
3
4

Контрольні питання:

1. Що таке гідроліз солей?

2. Які солі підлягають гідролізу?

3. Правила написання рівнянь гідролізу в іонній та молекулярній формі.

4. Які іони визначають реакцію середовища?

5. Що таке константа гідролізу та ступінь гідролізу?

Лабораторна робота №11

Тема:	Окислювально-відновні реакції .
Мета:	Засвоїти метод складання рівнянь електронного балансу для окисно-відновлювальних реакцій.
Реактиви:
	Розчини:	Концентрована сульфатна (сірчана) кислота;
		Нітратна кислота;
		Натрій гідроксид;
		Купрум (ІІ) сульфат;
		Калій перманганат.
	Тверді речовини:	Гранульований цинк;
		Купрум.
Обладнання:	Хімічний штатив з пробірками.

1. Методичні вказівки до вивчення теоретичного матеріалу

Окислювально-відновні реакції протікають зі зміною ступеня окислювання (окисного числа) атомів. Ступінь окислювання елемента в сполуці – це той заряд на елементі, обчислений із припущення, що всі зв'язки в молекулі чисто іонні. Ступінь окислювання позначають арабською цифрою зі знаком:

+1 -1	+4 -2	+1 -2	-3 +1	+1 +7 -2
NaCl,	SO2,	H2O,	NH3,	KMnО4

При визначенні ступеня окислювання використовуються наступні положення:

1. Окисне число атомів простих речовин дорівнює нулю:

0	0	0	0	0	0
H2,	Cl2,	O2,	Cu,	S ,	P .

2. Окисне число атомів гідрогену в сполуках дорівнює +1:

+1	+1	+1	+1	+1
НCl,	Н2SO4,	H2S,	НClО4,	НNO3

(винятком є гідриди металів NаН^-1, де окисне число гідрогену дорівнює –1).

3. Окисне число атомів оксигену в сполуках дорівнює –2:

-2	-2	-2
Н2O,	СO2,	H2SО3

(виключенням є оксиген у гідроген пероксиді Н₂О₂^-1 та його солях – пероксидах, де окисне число кисню дорівнює –1).

4. Окисне число атомів металу в сполуках збігається з зарядом і валентністю, наприклад, іон натрію в натрій хлориді має заряд +1 і валентність (I).

5. Сума окисних чисел у молекулі дорівнює нулю. Наприклад, у сульфатній (сірчаній) кислоті Н₂SO₄ окисні числа гідрогену і оксигену рівні +1 і –2 відповідно, а у сульфуру невідоме число (х). Пам'ятаючи про те, що сума окисних чисел у молекулі дорівнює нулю, складаємо рівняння:

2 (+1) + х + 4 (-2) = 0,

х = +6,

отже, окисне число атомів сульфуру дорівнює +6.

Окислювально-відновні реакції супроводжуються протіканням двох взаємно протилежних процесів: процесу окислювання і процесу відновлення.

Процес, що супроводжується віддачею електронів, називається окисленням, а процес, що супроводжується приєднанням електронів, - відновленням.

Відновлювач - частка, що втрачає електрони, а окислювач - це частка, що приєднує електрони.

Необхідно відзначити, що хід окислювально-відновних реакцій багато в чому залежить від кислотності середовища, температури, концентрації реагуючих речовин.

Існує кілька методів складання рівнянь окислювально-відновних реакцій. Найбільше часто застосовуваним є метод електронного балансу.

Складання окислювально-відновних рівнянь методом електронного балансу.

Розглянемо окислювально-відновну реакцію:

ZnS+ O₂ → ZnO + SO₂.

Для того, щоб зрівняти даний процес необхідно:

1. Визначити окисні числа атомів до і після реакції:

+2 -2	0	+2 -2	+4-2
ZnS +	O2 →	ZnO +	SO2 .

2. Скласти електронні рівняння, тобто зобразити процес віддачі і приєднання електронів ē

	-2		+4
відновлювач	S -	6 ē →	S	2 процес окислення
	0		-2
окислювач	O2+	4 ē →	2О	3 процес відновлення

Виходячи з того, що кількість електронів, віддана в процесі окислювання, дорівнює кількості електронів, приєднаних у процесі відновлення, визначаємо коефіцієнти при окислювачі і відновлювачі (у даному випадку, коефіцієнт при відновлювачі –2, а при окислювачі –3).

3. Складаємо остаточне рівняння реакції:

2ZnS + 3O₂ = 2ZnO + 2SO₂.

Правильність написання рівняння перевіряється шляхом підрахунку атомів кожного елементу в лівій і правій частинах рівняння.

Розглянемо взаємодію металів і кислот:

Zn + HNO₃ → Zn(NO₃)₂ + NO.

Для підбору коефіцієнтів необхідно:

1. Визначити окисні числа атомів:

0	+5	+2	+2
Zn +	HNO3 →	Zn(NO3)2 +	NO.

У солі Zn(NO₃)₂ ступінь окислювання азоту така ж, як і в азотній кислоті +5.

2. Скласти електронні рівняння:

0		+2
Zn -	2 ē →	Zn	3 процес окислення
+5		+2
N +	3 ē →	N	3 процес відновлення

3. Визначити коефіцієнти при відновлювачі й окислювачі.

4. Поставити коефіцієнти реакції перед Zn і Zn(NO₃)₂, не ставлячи коефіцієнт перед кислотою.

3Zn + HNO₃ → 3Zn(NO₃)₂ + 2NO.

5. З даного електронного рівняння видно, що азотна кислота витрачається не тільки на окислювання металу, але і на процес утворення солі. При цьому на процес окислювання Zn йде 2 молекули HNO₃ і 6 молекул HNO₃ – на утворення солі, тобто всього 8 молекул HNO₃ прийняли участь в реакції.

3Zn + 8HNO₃ → 3Zn(NO₃)₂ + 2NO.

6. Визначити кількість атомів гідрогену в лівій і правій частинах рівняння. Відсутню кількість атомів гідрогену дописати необхідною кількістю молекул води, яка дорівнює 4.

3Zn + 8HNO₃ → 3Zn(NO₃)₂ + 2NO + 4Н₂О.

Провести перевірку кількості атомів елементів у лівій і правій частинах рівняння.