Экспериментальная часть

Опыт 1. Получение малорастворимых веществ.

а) В одну пробирку внесите 5—6 капель сульфата меди, в другую — хлорида железа (III). Добавьте в обе пробирки по 5—6 капель 2 н. раствора гидроксида натрия.

Наблюдение. Укажите цвет полученного осадка.

Вывод. Объясните, почему протекает данная реакция.

б) К 5—6 каплям раствора нитрата (хлорида) бария добавьте несколько капель 2 н. раствора серной кислоты.

Наблюдение:

Вывод:

в) К 2—3 каплям раствора нитрата серебра добавьте 2—3 капли раствора хлорида натрия.

Наблюдение:

Вывод:

г) К раствору нитрата свинца прилейте раствор иодида калия.

Наблюдение:

Вывод:

При­ведите уравнения реакции в молекулярном, ионном полном и сокращенном виде.

Опыт 2. Реакции с образованием газов

а) К 10-15 каплям раствора карбоната натрия до­бавьте несколько капель 2 н. раствора серной кислоты.

Наблюдение:

Вывод:

б) В пробирку поместите 2 микрошпателя хлорида ам­мония (сухая соль) и добавьте 5—6 капель 2 н. раствора гид­роксида натрия. Определите по запаху, какой газ выделяется.

Наблюдение:

Вывод:

При­ведите уравнения реакций в молекулярном, ионном полном и сокращенном виде.

Опыт 3. Реакции с образованием малодиссоциирующих веществ

а) Поместите в пробирку 2 микрошпателя ацетата на­трия (сухая соль) и добавьте 10—15 капель раствора соляной кислоты (2 и.). Определите по запаху, какое соединение получилось.

Наблюдение:

Вывод:

б) Реакция нейтрализации. Налейте в пробирку воды на одну треть ее объема. Добавьте 2 капли индикатора мети­лового оранжевого. Какова реакция среды в пробирке? В ка­кой цвет окрасился индикатор? Добавьте туда же несколько капель серной кислоты. Как изменился цвет индикатора? Прибавляйте в пробирку по капле 2 н. раствор гидроксида натрия до тех пор, пока среда раствора в пробирке не станет нейтральной.

Наблюдение:

Вывод:

При­ведите уравнения реакций в молекулярном, ионном полном и сокращенном виде.

Опыт 4. Реакции с образованием комплексных соединений

В двух пробирках получите осадок гидроксида цинка. Рас­твор каких веществ надо взять для этой цели?

В одну из пробирок с осадком налейте избыток раствора гидроксида натрия, в другую — раствор кислоты. Что проис­ходит с осадком в обеих пробирках?

Наблюдение:

Вывод:

При­ведите уравнения реакций в молекулярном, ионном полном и сокращенном виде.

Лабораторная работа 2. Гидролиз солей

2.1. Диссоциация воды. Водородный показатель — pH. Гидроксидный показатель — pОh.

Химически чистая вода обладает хотя и ничтожной, но измеримой электропроводностью, которая по сравнению с электропроводностью одномолярного раствора соляной кислоты меньше в 107 раз. Из этого следует, что вода в незначительной степени диссоциирует на ионы. Так, при комнатной температуре лишь примерно одна из 108 молекул находится в диссоциированной форме. Процесс электролитической диссоциации возможен благодаря достаточно высокой полярности связей O – H и наличию между молекулами воды системы водородных связей. Уравнение диссоциации воды записывается так:

2H₂O H₃O⁺ + OH^–

или более просто: Н₂О Н⁺ + ОН^-

Присутствие в воде ионов гидроксония (водорода) и гидроксида придают ей специфические свойства амфолита, т.е. способность выполнять функции слабой кислоты и слабого основания. Константа диссоциации воды как слабого электролита имеет следующее выражение:

(при 22 °С) Kw = =1,8·10^-16

где [H⁺] и [OH^–] – равновесные концентрации в моль/л соответственно катионов водорода, гидроксид-ионов и [H₂O] – равновесная концентрация воды. Учитывая, что степень диссоциации воды чрезвычайно мала, равновесную концентрацию недиссоциированных молекул воды [H₂O] вполне можно приравнять к общему количеству воды, заключающемуся в 1 л, т.е. можно принять:

[H₂O] =1000 / 18 =55.56 моль/л

Теперь Kw можно представить так:

Kw = [H⁺]·[OH^–] / [H₂O] = [H⁺]·[OH^–] / 55.56 =1,8·10^-16

отсюда [H⁺]·[OH^–] = (1,8·10^–16)·55,56 = 10^–14 .

Произведение концентраций ионов водорода и гидроксид-ионов (выраженных в моль/л) является константой не только для воды, но и для водных растворов солей, кислот, щелочей. Эта величина называется ионным произведением воды и обозначается через Kw.

Следовательно, Kw = [H⁺]·[OH^–] = 10^–14

Для нейтральных сред имеем: [H⁺] = [OH^–] = 10^–7 моль/л.

В кислых средах [H⁺] > [OH^–], а в щелочных [H⁺] < [OH^–]. При этом в любых средах произведение концентраций ионов водорода и гидроксид-ионов при данной температуре остается постоянным и равным 10^–14. Таким образом, пользуясь ионным произведением воды, любую реакцию среды (нейтральную, кислую, щелочную) можно количественно выразить при помощи концентрации водородных ионов.

Для количественной характеристики реакции среды (кислая, щелочная) обычно приводят не концентрации водородных ионов, а применяют некоторый условный показатель, обозначаемый через pH и называемый водородным показателем. Он представляет собой десятичный логарифм концентрации ионов водорода, взятый с противоположным знаком pH = –lg [H⁺]: для нейтральной среды pH = 7; для кислой pH < 7; для щелочной pH > 7. Соответственно, pОH – гидроксидный показатель, pОH = -lg [ОН^-].

Для чистой воды pH = -lg 10^-7=7; pОH = -lg 10^-7=7

pH + pОH = 14

Определение pH имеет колоссальное значение в технике, в строительном деле, в пищевой промышленности, медицине. Обычно величину pH измеряют при помощи индикаторов – веществ, способных менять свою окраску в зависимости от концентрации ионов водорода. Современные измерения pH производятся при использовании электрохимических методов, точность которых составляет ± 0,01 единицы pH.