Лабораторная работа

Реактивы:

1. Соляная кислота - 0.2 N

2. Гидроксид калия - 0.2 N

3. Метиловый оранжевый

4. Фенолфталеин

5. Метиловый красный

6. Лакмус

7. Уксусная кислота - конц.

8. Уксусная кислота разной концентрации: 0.1 М; 0.2 М; 1 М и т.д.

9. Гидроксид аммония разной концентрации : 0.1 М; 0.2 М; 1 М и т.д.

Опыт 1.

В 3 пробирки налить по 1 мл дистиллированной воды. Во вторую пробирку добавить 2 - 3 капли соляной кислоты, а в третью 2 - 3 капли гидроксида калия. С помощью универсальной бумаги определить рН растворов в каждой пробирке, затем в каждую пробирку добавить по 1-2 капли раствора метилового оранжевого. Отметить в таблице (см. следующую страницу) цвет индикатора и рН по универсальной бумаге. Повторить опыт для индикаторов, указанных в таблице.

Опыт 2.

Налить в пробирку 4 мл Н₂О, прибавить 1 - 2 капли концентрированной уксусной кислоты и 2 капли метилового оранжевого. Какую окраску принимает раствор и почему ? Дать в журнале письменное объяснение. Составить уравнение электролитической диссоциации уксусной кислоты и уравнение для константы ее диссоциации.

			Реакция раствора
Индикатор	рН< 7		рН = 7		рН>7
	цвет	универ. РН	цвет	унвер. РН	цвет	универ. РН
1.Метиловый оранжевый 2.Метиловый красный 3.Фенолфталеин 4. Лакмус

Разделить полученный раствор на две пробирки; в одну добавить несколько кристаллов ацетата натрия, взболтать и сравнить окраску растворов в обеих пробирках. Концентрация каких ионов изменилась ? Как изменился рН среды ? Используйте универсальный индикатор.

Опыт 3.

Получить стаканчик с раствором уксусной кислоты или гидроксида аммония. Вместе с лаборантом определить рН раствора с помощью рН-метра. Рассчитать концентрацию ионов водорода, концентрацию гидроксогрупп, степень и константу диссоциации вещества. Концентрацию вещества узнать у преподавателя.

Контрольные вопросы

1. Можно ли с помощью фенолфталеина отличить кислую среду от нейтральной?

2. Почему кислотно-основные индикаторы при изменении рН меняют окраску раствора ?

3. С помощью какого способа можно точно оределить рН : универсальный индикатор, основно-кислотный индикатор, рН-метр ?

4. При какой концентрации бромноватистой кислоты (К = 2,5 × 10^-9) рН ее раствора равен 5?

1. Определить в каком растворе больше рН : 0,01 М растворе НС1 или 0.1 М растворе НCN? К_HCN= 7.9 × 10^-10.

9. Гидролиз солей Введение

В общем случае гидролиз – это разложение веществ водой. Гидролиз солей есть особая обменная реакция, протекающая между солью и растворителем - водой, приводящая к образованию малодиссоциирующих молекул или ионов.

Любую соль можно представить как продукт взаимодействия кислоты и основания, например,

NaCl : NaOH + HCl ® NaCl + H₂O;

CH₃COOK : CH₃COOH + KOH ® CH₃COOK + H₂O;

NH₄NO₃ : NH₄OH + HNO₃ ® NH₄NO₃ + H₂O;

Соль, растворенная в воде, как правило, полностью диссоциирована на ионы:

NaCl ® Na⁺ + Cl^-;

CH₃COOK ® CH₃COO^- + K⁺;

NH₄NO₃ ® NH₄⁺ + NO₃^-.

Молекулы воды, окружающие ионы, могут быть для них источниками Н⁺ или ОН^-:

CH₃COO^- + H₂O « CH₃COOH + OH^-;

NH₄⁺ + H₂O « NH₄OH + H⁺.

Однако на такое расщепление молекул воды способны не все ионы, а лишь анионы несильных кислот и катионы несильных оснований, которые с трудом теряют Н⁺ и ОН^-:

CH₃COOH « CH₃COO^- + H⁺ - слабая кислота;

NH₄OH « NH₄⁺ + OH^- - слабое основание.

NaOH и HCl - сильные основание и кислота, то есть они легко теряют ОН^- и Н⁺ в растворе:

NaOH ® Na⁺ + OH^-,

HCl ® H⁺ + Cl^-.

Обратные процессы не идут, следовательно, тем более не пойдут реакции:

Na⁺ + H₂O ® NaOH + H⁺ ,

Cl^- + H₂O ®HCl + OH^-.

Суммируя вышесказанное, можно заключить, что гидролизу подвержены соли, образованные несильными кислотами и несильными основаниями. Ниже приведены примеры процессов гидролиза солей.