- •Лабораторная работа 1 Основные классы неорганических соединений
- •Теоретическое введение
- •Выполнение работы
- •Примеры решения задач
- •Лабораторная работа 2 Определение молярной массы эквивалентов цинка
- •Теоретическое введение
- •Выполнение работы
- •Данные опыта и результаты расчетов Таблица 2.1
- •Давление насыщенного водяного пара при различных температурах
- •Примеры решения задач
- •Лабораторная работа 3 Определение теплоты реакции нейтрализации
- •Теоретическое введение
- •Выполнение работы
- •Примеры решения задач
- •После подстановки справочных данных из табл.Iполучаем:
- •Таким образом, тепловой эффект реакции равен –853,8 кДж, а составляет –822,2 кДж/моль.
- •Подставляем в формулу справочные данные из табл.Iи получаем:
- •Используя справочные данные табл.Iполучаем:
- •Решение. ВычисляемDh0х.Р.ИDs0х.Р.:
- •Энергию Гиббса при соответствующих температурах находим из соотношения
- •При сгорании 1 л с2н4 (н.У.) выделяется 59,06 кДж теплоты. Определить стандартную энтальпию образования этилена. (Ответ: 52,3 кДж/моль).
- •№ 3.3. А) Сожжены с образованиемH2o(г) равные объемы водорода и ацетилена, взятые при одинаковых условиях. В каком случае выделится больше теплоты? Во сколько раз? (Ответ:5,2).
- •Лабораторная работа 4 Скорость химической реакции
- •Теоретическое введение
- •Выполнение работы
- •Опыт 2. Зависимость скорости реакции от температуры
- •Примеры решения задач
- •Лабораторная работа 5 Катализ
- •Теоретическое введение
- •Выполнение работы
- •Примеры решения задач
- •Лабораторная работа 6 Химическое равновесие
- •Теоретическое введение
- •Выполнение работы
- •Для опыта удобно воспользоваться реакцией
- •Опыт 2. Влияние температуры на химическое равновесие
- •Примеры решения задач
- •Лабораторная работа 7 Определение концентрации раствора кислоты
- •Теоретическое введение
- •Выполнение работы
- •Примеры решения задач
- •4,37 Моль/кг
- •Лабораторная работа 8 Реакции в растворах электролитов
- •Теоретическое введение
- •Опыт 1. Сравнение химической активности кислот
- •Опыт 2. Реакции, идущие с образованием осадка
- •Опыт 3. Реакции, идущие с образованием слабого электролита
- •Опыт 4. Реакции, идущие с образованием газа
- •Опыт 5. Амфотерные электролиты
- •Примеры решения задач
- •Лабораторная работа 9 Гидролиз солей
- •Теоретическое введение
- •Выполнение работы
- •Опыт 2. Смещение равновесия гидролиза при разбавлении раствора
- •Опыт 3. Смещение равновесия гидролиза при изменении температуры
- •Опыт 4. Реакции обмена, сопровождаемые гидролизом
- •Примеры решения задач
- •Лабораторная работа 10 Коллоидные растворы
- •Теоретическое введение
- •Выполнение работы
- •Примеры решения задач
- •Лабораторная работа 11 Окислительно-восстановительные реакции
- •Теоретическое введение
- •2O−2 – 4ē → o20 ½3 − окисление
- •Выполнение работы Опыт 1. Влияние среды на окислительно-восстановительные реакции
- •Опыт 3. Реакция диспропорционирования
- •Опыт 4. Внутримолекулярная реакция (групповой)
- •Примеры решения задач
- •Лабораторная работа 12 Коррозия металлов
- •Теоретическое введение
- •Выполнение работы Опыт 1. Влияние образования гальванической пары на процесс растворения металла в кислоте
- •Опыт 2. Роль защитной пленки в ослаблении коррозии
- •Примеры решения задач Электродные потенциалы. Гальванические элементы. Коррозия металлов
- •Стандартные электродные потенциалы (jo) при 25oС и электродные реакции для некоторых металлов
- •Для первого электрода:
- •Для второго электрода:
- •Лабораторная работа 13 Электролиз
- •Теоретическое введение
- •Выполнение работы Опыт 1. Электролиз раствора иодида калия
- •Опыт 2. Электролиз раствора сульфата натрия
- •Опыт 3. Электролиз раствора сульфата меди
- •Опыт 4. Электролиз с растворимым анодом
- •Примеры решения задач
- •Лабораторная работа 14 Химические свойства металлов
- •Теоретическое введение
- •Выполнение работы
- •Опыт 4. Действие щелочи на металлы
- •Лабораторная работа 15 Комплексные соединения
- •Теоретическое введение
- •Выполнение работы
- •Примеры решения задач
- •Лабораторная работа 16
- •Теоретическое введение
- •Выполнение работы
- •Лабораторная работа 17 Жёсткость воды
- •Теоретическое введение
- •Выполнение работы
- •Примеры решения задач
- •Лабораторная работа 18 Алюминий, олово, свинец
- •Теоретическое введение
- •Выполнение работы
- •Лабораторная работа 19 Металлы подгрупп меди и цинка
- •Теоретическое введение
- •Выполнение работы
- •Лабораторная работа 20 Хром
- •Теоретическое введение
- •Выполнение работы
- •Лабораторная работа 21 Марганец
- •Теоретическое введение
- •Выполнение работы
- •Лабораторная работа 22 Железо, кобальт, никель
- •Теоретическое введение
- •Выполнение работы
- •Опыт 3. Получение и свойства гидроксида никеля (II)
- •Опыт 6. Получение комплексных соединений кобальта
- •Опыт 7. Получение комплексных соединений никеля
- •Лабораторная работа 23 Галогены
- •Теоретическое введение
- •Выполнение работы
- •Лабораторная работа 24 Кислород. Пероксид водорода
- •Теоретическое введение
- •Выполнение работы
- •Лабораторная работа 25 Сера
- •Теоретическое введение
- •Выполнение работы
- •Лабораторная работа 26 Азот
- •Теоретическое введение
- •Выполнение работы
- •Лабораторная работа 27 Углерод. Кремний
- •Теоретическое введение
- •Выполнение работы
- •Лабораторная работа 28 Углеводороды
- •Теоретическое введение
- •Выполнение работы
- •Примеры решения задач
- •Лабораторная работа 29 Спирты, альдегиды, кетоны
- •Теоретическое введение
- •Выполнение работы
- •Примеры решения задач
- •Лабораторная работа 30 Органические кислоты
- •Теоретическое введение
- •Выполнение работы
- •Примеры решения задач
- •Лабораторная работа 31 Распознавание высокомолекуляных материалов
- •Теоретическое введение
- •Выполнение работы
- •Лабораторная работа 32 Получение фенолоформальдегидных смол
- •Теоретическое введение
- •Выполнение работы
- •Примеры решения задач
- •Лабораторная работа 33 Качественный анализ металлов
- •Выполнение работы
- •Лабораторная работа 34 Качественные реакции на анионы
- •Теоретическое введение
- •Выполнение работы
- •Примеры решения задач
- •Лабораторная работа 35 Количественное определение железа в растворе его соли
- •Теоретическое введение
- •Выполнение работы
- •Примеры решения задач
- •Библиографический список
- •Приложение а
- •Требования к оформлению отчета по лабораторной работе
- •Растворимость солей и оснований в воде
- •Периодическая система
- •Элементов д.И. Менделеева Таблица 3
Лабораторная работа 9 Гидролиз солей
Цель работы: изучить понятие «гидролиз», рассмотреть типы гидролиза солей, научиться составлять молекулярные и ионные уравнения гидролиза солей.
Задание: определить рН среды в растворах различных солей, выявить влияние концентрации растворов и температуры на смещение равновесия гидролиза. Выполнить требования к результатам опытов, оформить отчет, решить задачу.
Теоретическое введение
Гидролизом соли называется взаимодействие ионов соли с ионами воды, приводящее к образованию слабого электролита и изменению рН среды.
Гидролизу подвергаются соли, в состав которых входят катионы слабых оснований, или анионы слабых кислоты, или те и другие одновременно. Эти ионы связываются с ионами H+ или OH‾ из воды с образованием слабого электролита, в результате чего нарушается равновесие электролитической диссоциации воды H2O ↔ H+ + OH‾. В растворе накапливаются ионы H+ или ОН‾, сообщая ему кислую или щелочную реакцию. Соли, образованные сильным основанием и сильной кислотой (NaCl, NaNO3, K2SO4, BaCl2, LiNO3), гидролизу не подвергаются. В этом случае ни катион, ни анион соли не будут связывать ионы воды в малодиссоциированные продукты, поэтому равновесие диссоциации воды не нарушается. Реакция среды в растворах таких солей нейтральная, pH~7
Можно выделить три типа гидролиза:
1. Г и д р о л и з п о а н и о н у происходит в растворах солей, состоящих из анионов слабых кислот и катионов сильных оснований (CH3COOK, KNО2, Na2CO3, Cs3PO4). В этом случае анион слабой кислоты связывается с иоными Н+ из воды с образованием слабого электролита.
В качестве примера рассмотрим гидролиз нитрита калия KNО2. Эта соль образована сильным основанием KOH и слабой кислотой HNО2. При растворении в воде KNО2 полностью диссоциирует на ионы K+ и NО2‾. Катионы K+ не могут связывать ионы ОH‾ воды, так как KOH – сильный электролит. Анионы же NО2‾ связывают ионы H+ воды, в результате чего в растворе появляются молекулы слабой кислоты HNО2 и гидроксид-ионы OH‾.
Порядок составление уравнений гидролиза следующий:
а). Записывают уравнение диссоциации соли и подчеркивают ион, который может образовать с ионами воды (Н+ или ОН−) слабый электролит:
KNO2 = K+ + NO2−
б). Составляют краткое ионное уравнение и указывают рН среды:
NO2− + НОН ↔ HNO2 + OH− pH > 7
в). Составляют полное ионное уравнение реакции. Для этого прибавляют к левой и правой частям краткого ионного уравнения ионы, не претерпевающие в результате гидролиза никаких изменений. В рассматриваемом примере – это катионы калия:
K+ + NО2‾ + H2O ↔ HNО2 + K+ + OH‾
г). Составляют молекулярное уравнение гидролиза. Для этого ионы из полного ионного уравнения соединяют в молекулы:
KNО2 + H2O ↔ HNО2 + KOH
Продукты гидролиза – слабая кислота HNО2 и гидроксид калия КОН.
Соли, образованные сильным основанием и слабой многоосновной кислотой, гидролизуются ступенчато. Гидролиз протекает в значительно большей мере по первой ступени. Это приводит к образованию кислых солей:
Na2S = 2Na+ + S2−
S2− + НOН ↔ HS‾ + OH‾ pH > 7
2Na+ + S2- + H2O ↔ Na+ + HS‾ + Na+ + OH‾
Na2S + H2O ↔ NaHS + NaOH
Продуктами гидролиза является кислая соль NaHS и гидроксид натрия NaOH.
2. Г и д р о л и з п о к а т и о н у происходит в растворах солей, состоящих из катионов слабых оснований и анионов сильных кислот (NH4Cl, CuSO4, FeCl3, AlCl3, Pb(NO3)2, ZnSO4). В этом случае катион слабого основания связывается с ионами ОН− из воды с образованием слабого электролита. Так, гидролиз суьфата цинка может быть представлен уравнениями:
ZnSO4 = Zn2+ + SO42−
Zn2+ + HOН ↔ ZnOH+ + H+ рН < 7
2Zn2+ + 2SO42− + 2H2O ↔ 2ZnOH+ + SO42− + 2H+ + SO42−
2ZnSO4 + 2H2O ↔ (ZnOH)2SO4 + H2SO4
Продуктами гидролиза являются основная соль (ZnOH)2SO4 и серная кислота H2SO4.
3. Г и д р о л и з п о а н и о н у и к а т и о н у одновременно происходит в растворах солей, образованных слабыми основаниями и слабыми кислотами (NH4NO2, Al2S3, Fe(CH3COO)3, NH4CH3COO, NH4CN). В этом случае с водой взаимодействует как катион слабого основания, так и анион слабой кислоты, например:
NH4CH3COO = NH4+ + CH3COO‾
NH4+ + HOН ↔ NH4OH + H+
CH3COO‾ + HOН ↔ CH3COOH + ОН−
NH4+ + CH3COO‾ + H2O ↔ NH4OH + CH3COOH
NH4CH3COO + H2O ↔ NH4OH + CH3COOH
Гидролиз идет по катиону и аниону, среда близка к нейтральной, pH ~ 7.
Как правило, гидролиз – обратимый процесс. В первых двух случаях равновесие сильно смещено влево – в сторону малодиссоциированных молекул воды, в третьем – вправо, в сторону образования продуктов гидролиза – двух слабых электролитов.
Практически необратимо гидролизуются только те соли, продукты гидролиза которых уходят из раствора в виде нерастворимых или газообразных соединений. Необратимо гидролизующиеся соли невозможно получить в результате реакции обмена в водных растворах. Например, вместо ожидаемого Cr2S3 при смешивании растворов CrCl3 и Na2S образуется осадок Cr(OH)3 и выделяется газообразный H2S:
2CrCl3 + 3Na2S + 6H2O = 6NaCl + 2Cr(OH)3↓ + 3H2S↑
На равновесие гидролиза влияют температура и концентрация. Смещение равновесия гидролиза происходит в соответствии с принципом Ле Шателье. Гидролиз – это реакция, обратная нейтрализации, а нейтрализация – экзотермический процесс, следовательно, гидролиз – эндотермический. Поэтому увеличение температуры усиливает гидролиз (т.е. смещает равновесие вправо). При постоянной температуре равновесие гидролиза можно сместить вправо (усилить гидролиз), разбавляя раствор водой и удаляя продукты гидролиза. Гидролиз подавляется (равновесие смещается влево), если увеличить концентрацию продуктов гидролиза.