4.Взаємодія осаду з кислотою:

а)Реакція в молекулярній формі: MnS + 2HCl H₂S + MnCl₂.

Іонне рівняння реакції: MnS + 2H⁺ H₂S + Mn²⁺.

Реакція можлива.

б)Реакція в молекулярній формі: Ag₂S + 2HCl 2AgCl +H₂S.

Іонне рівняння реакції: Ag₂S + 2H⁺+ 2Cl^- 2AgCl +H₂S.

Константа рівноваги менше 1, реакція у прямому напрямку неможлива.

До іонообмінних реакцій відносять і реакції гідролізу. Гідроліз солі - взаємодія іонів розчиненої солі з іонами, які утворюються при дисоціації води. Гідроліз супроводжується зміною рН розчину, що пов’язане зі зміщенням рівноваги процесу дисоціації води внаслідок утворення мало дисоційованих або малорозчинних сполук.

Перебігання реакції гідролізу і рН розчину залежать від різноманітних факторів і в першу чергу від природи катіону і аніону, що утворюють сіль.

Сіль, утворена катіоном одно кислотної сильної основи і аніоном одноосновної слабкої кислоти, наприклад:

КСN + H₂O KOH + HCN,

СN^- + H₂O OH^- + HCN.

Кажуть, що така сіль гідролізується по аніону, середовище розчину набуває лужну реакцію (рН>7).

Сіль, утворена катіоном одно кислотної слабкої основи і аніоном одноосновної сильної кислоти, наприклад:

NH₄Cl + H₂O NH₄OH + HCl,

NH₄⁺ + H₂O NH₄OH + H⁺.

Кажуть, що така сіль гідролізується по катіону, середовище розчину набуває кислу реакцію (рН<7).

Солі слабких кислот і слабких основ гідролізуються у більшій мірі, оскільки тут можуть утворюватися одночасно усі можливі продукти гідролізу.

CH₃COONH₄ + H₂O ↔ CH₃COOH + NH₄OH,

рН середовища залежить від співвідношення констант дисоціації кислоти і основи: якщо сильніша кислота – рН < 7, якщо сильніша основа – рН > 7 (утворюється або слабо кисле, або слабо лужне середовище).

2. Експериментальна частина.

Дослід 1. Взаємодія сильного електроліту з сильним електролітом без утворення малорозчинних, газоподібних сполук і слабких електролітів. Розмістить у пробірці 0,1 н розчин КNO₃ і додайте 0,1н розчин NaCl. Поясніть відсутність утворення осаду і виділення газоподібних продуктів реакції.

Дослід 2. Реакція утворення слабкого електроліту – води(реакція нейтралізації). Внесить у пробірку 5 крапель 0,1н розчину нітратної кислоти. За допомогою універсального індикаторного паперу визначить приблизне значення рН розчину кислоти. Додайте у пробірку 6 крапель 0,1н розчину натрію гідроксиду. Визначить приблизне значення рН отриманого розчину за допомогою універсального індикаторного паперу. Як змінилося значення рН отриманого розчину? З чим це пов’язане? Який слабкий електроліт утворився при взаємодії сильної кислоти з сильною основою?

Дослід 3. Реакція взаємодії сильних електролітів з утворенням осаду. Внесіть в пробірку по 2-3 краплини розчинів солей ВаСl₂ і К₂СrО₄. Відмітьте колір отриманого осаду. Чому ці солі взаємодіють між собою?

ВаСl₂ + К₂СrО₄ →

Напишіть рівняння реакції в молекулярній та іонно-молекулярній формах.

Дослід 4. Реакція взаємодії сильних електролітів з утворенням газоподібної сполуки. У чистий сухий тигель помість 1-2 краплі розчину солі амоніаку (наприклад, NH₄Cl ), додайте 2-3 краплі NaOH або KOH, накрийте предметним склом із прикріпленим вологим рожевим лакмусовим папером. Тигель злегка нагрійте(якщо концентрація іонів NH₄⁺ незначна), не допускаючи розбризкування рідини:

NH₄Cl + NaOH NaCl + NH₃ + H₂O,

NH₄⁺ + OH^- NH₃ + H₂O.

Спостерігайте зміну кольору вологого індикаторного лакмусового паперу з рожевого у синій:

NH₃ + H₂O NH₄OH.

Амоніак, що утворився, можна спостерігати і за запахом(Обережно! Не направляти отвір пробірки на обличчя!).

Дослід 5. Реакція розчинення осаду з утворенням комплексної сполуки

До 4-5 крапель розчину солі купруму додайте 1-2 краплі розчину NH₄OH до появи зеленуватого осаду (CuOH)₂SO₄:

2CuSO₄ + 2NH₄OH (CuOH)₂SO₄ + (NH₄)₂SO₄.

Додайте надлишок аміаку (5-6 крапель 2 н розчини NH₄OH або 1-2 краплі концентрованого розчину аміаку), до повного розчинення осаду і появи інтенсивно синього кольору:

(CuOH)₂SO₄ + 6NH₄OH + (NH₄)₂SO₄ 2[Cu(NH₃)₄]SO₄ + 8H₂O