Гидролиз солей. Реакции в растворах электролитов
Опыт 1. Окраска индикаторов под действием растворов кислот и щелочей.
Все кислоты в водных растворах диссоциируют на ионы водорода и кислотные остатки. Все гидроксиды в водных растворах диссоциируют на ионы гидроксила и металла. Водородные и гидроксильные ионы обнаруживаются индикаторами.
В три пробирки налить по 2 мл дистиллированной воды. В первую внести три капли раствора лакмуса, во вторую — три капли фенолфталеина, в третью — три капли метилоранжа.
Наблюдать окраску индикаторов в воде. Записать их окраску в табл.4.
В три пробирки налить по 2 мл хлористо-водородной кислоты. В первую пробирку внести три капли раствора лакмуса, во вторую — три капли фенолфталеина, а в третью — три капли метилоранжа.
Наблюдать окраску индикаторов в кислоте. Записать их окраску в табл. 2.
В три пробирки налить по 2 мл щелочи, в первую
внести три капли лакмуса, во вторую — три капли фенолфталеина, в третью — три капли метилоранжа.
Наблюдать окраску индикаторов в щелочи. Записать их окраску в табл. 4.
Таблица 4. Окраска индикаторов в зависимости от среды
| Индикатор | Цвет индикатора | ||
| в дистиллирован- ной воде | в кислоте | в щелочи | |
| Лакмус | |||
| Фенолфталеин | |||
| Метилоранж |
Опыт 2. Зависимость степени диссоциации от природы электролита.
Об относительной силе электролита можно судить по электропроводности его растворов или по химической активности в реакциях.
В пробирку налить 2 мл 0,1 н раствора уксусной кислоты, в другую — 2 мл 0,1 н раствора соляной кислоты. В каждую пробирку опустить по одинаковому кусочку цинка. Обе пробирки поместить в стакан с горячей водой.
Наблюдать выделение водорода. С какой кислотой реакция идет более энергично? Объяснить это явление. Написать уравнения реакций в молекулярной и ионной формах.
Опыт 3. Ионные реакции.
В четыре пробирки налить по 1 мл растворов сульфатов натрия, магния, цинка, алюминия. Прибавить в каждую пробирку по 1 мл раствора хлорида бария.
Наблюдать образование осадков. Написать уравнения реакций в молекулярной и ионной формах. Написать общую ионную реакцию обнаружения сульфат-иона.
Опыт 4. Смещение химического равновесия в растворах электролитов.
1. Налить в две пробирки по 2 мл раствора уксусной кислоты и по три капли метилоранжа. Добавить в одну пробирку немного кристаллического CH3COONa. Хорошо перемешать. Сравнить цвет растворов в пробирках.
Почему изменился цвет раствора? Объяснить исходя из закона действия масс. Что надо ввести в раствор кислоты для смещения равновесия в сторону образования малодиссоциированных молекул?
2. В две пробирки налить по 2 мл раствора гидроксида аммония и по три капли фенолфталеина. Добавить в одну пробирку немного кристаллического хлорида аммония. Хорошо перемешать содержимое пробирок. Сравнить цвет растворов в пробирках.
Объяснить наблюдаемое изменение окраски. Что надо ввести в раствор основания для смещения равновесия в сторону образования малодиссоциированных молекул? Какие вещества относятся к слабым электролитам?
Опыт 5. Определение характера гидролиза (влияние природы соли на реакцию среды).
Взять четыре пробирки. В одну налить 1 мл дистиллированной воды, во вторую — 1 мл раствора карбоната натрия, в третью — 1 мл хлорида натрия, в четвертую пробирку раствор сульфата алюминия. Прилить в каждую пробирку по 2 капли фиолетового (нейтрального) лакмуса.
Какие из этих солей подвергаются гидролизу? Написать уравнения реакций в молекулярной и ионной формах.
Опыт 6. Влияние температуры на степень гидролиза.
1. В пробирку налить 2 мл раствора ацетата натрия и две капли фенолфталеина. Пробирку нагреть до кипения и наблюдать усиление окраски раствора.
Написать уравнение реакции гидролиза ацетата натрия в молекулярной и ионной формах. Объяснить, почему окраска при нагревании усиливается, а при охлаждении исчезает.
2. Смешать в пробирке 1 мл раствора хлорного железа и 2 мл раствора уксусно-кислого натрия, прибавить
3 мл дистиллированной воды. Нагреть жидкость до кипения и несколько минут кипятить. Наблюдать выпадение бурого осадка основных уксусно-кислых солей железа.
Написать уравнения реакций между хлорным железом, уксусно-кислым железом и водой. Объяснить, почему при нагревании выпадает осадок.
Опыт 7. Необратимый гидролиз (гидролиз соли слабого основания и слабой кислоты).
Налить в пробирку 1 мл раствора сульфата алюминия и 1 мл раствора карбоната натрия. Наблюдать выделение пузырьков углекислого газа и образование осадка.
Написать в молекулярной и ионной формах уравнения реакций: а) образования карбоната алюминия; б) гидролиза карбоната алюминия. Почему гидролиз карбоната алюминия практически идет до конца?
? Вопросы для самостоятельной работы 1.Какие вещества называются электролитами, неэлектролитами? Приведите примеры. Изотонический коэффициент.
2. Основы теории электролитической диссоциации.
3. Константа диссоциации, степень диссоциации.
4. Сильные и слабые электролиты. Применение законов химического равновесия к диссоциации слабых электролитов.
5.Кислоты, основания, соли в свете теории электролитической диссоциации.
6. Какие гидроксиды называются амфотерными? Написать уравнение диссоциации амфолита в кислой и щелочной средах.
7. Ионные уравнения.
8. Условия образования и растворения осадков. Произведе- ние растворимости.
9. Ионное произведение воды. Водородный показатель. Смещение ионного равновесия воды в биологических системах.
10. Гидролиз солей. Степень гидролиза, константа гидролиза.
11. Гидролитические процессы в биологических системах. Согласно теории электролитической диссоциации,
реакции между кислотами, основаниями и солями в водных растворах протекают между ионами, на которые распадаются молекулы этих веществ. Ионные реакции становятся практически осуществимы, когда в результате реакции образуется:
а) слабодиссоциирующее вещество; б) осадок;
в) газообразное вещество.
Пример: AgNO3 + NaCl = AgCl↓ + NaNO3.
При сливании растворов хлорида натрия и нитрата серебра ионы серебра с ионами хлора образуют фазу хлорида серебра. Это вещество почти не растворяется в воде и выпадает в осадок, поэтому ионы серебра и хлора
удаляются из раствора, и реакция идет до конца. Ионная форма (полная) данного уравнения:
Ag+ + NO3– + Na+ + Cl–= AgCl↓ + Na+ + NO–3.
Так как реакция протекала только между ионами хлора и серебра, а с остальными ионами никаких изменений не произошло, ионное уравнение следует записать так: Ag+ + Cl– = AgCl ↓.
Это ионное уравнение и выражает сущность данной реакции. Оно показывает, что любая растворимая соль серебра с любым хлоридом дает осадок.
Пример: СаС12 + 2AgNO3 = Ca(NO3)2 +2AgCl↓ (молекулярное уравнение).
Ag+ + Cl– = AgCl (ионное уравнение).
При составлении ионных уравнений нужно соблюдать последовательность:
а) написать молекулярное уравнение;
б) переписать это уравнение, заменяя молекулярные формулы ионами, на которые распадаются молекулы каждого из этих электролитов.
Формулы веществ, малодиссоциирующих, выпадающих в осадок или газообразных, переписать в виде молекул;
в) сопоставлением правой и левой части равенства установить, какие ионы не участвуют в реакции (эти ионы находятся в свободном состоянии в обеих частях равенства в одинаковом количестве), для наглядности (условно) их можно перечеркнуть;
г) выписать формулы только тех ионов и молекул, которые участвуют в реакции.