Лабораторна робота № 5. Розчини електролітів. Електролітична дисоціація. Гідроліз солей

Тема 5. Розчини неелектролітів і електролітів

Загальна характеристика розчинів. Розчинення як фізико-хімічний процес. Явище сольватації. Теплові явища під час розчинення. Способи вираження концентрації розчинів.

Розчини неелектролітів. Закони Рауля. Зниження тиску насиченої пари над розчинами порівняно з тиском пари над чистими розчинниками. Підвищення температури кипіння і зниження температури замерзання розчинів. Осмос і осмотичний тиск. Закон осмотичного тиску Вант-Гоффа.

Властивості розчинів електролітів. Теорія електролітичної дисоціації Арреніуса. Електропровідність розчинів. Сильні і слабкі електроліти. Закон розбавляння Оствальда. Дисоціація кислот, основ і солей. Іонні реакції у розчинах електролітів. Дисоціація води. Іонний добуток води і рН водних розчинів. Індикатори. Гідроліз солей.

Мета роботи: вивчення електропровідності розчинів електролітів та її залежності від різних факторів. Вивчення реакцій гідролізу солей різних типів.

Дослід 1. Спостереження електропровідності розчинів

В склянку приладу для спостереженння електропровідності розчинів налити дистильовану воду, занурити електроди і включити прилад в електромережу. Чи засвітилася електролампа? Дослід повторити, перевіряючи електропровідність розчинів спир-ту, цукру, солі, кислоти, лугу, водогінної води. Перед кожним дослідом необхідно ретельно промивати електроди і склянку. Зробити виснов-ки, які речовини є електролітами (слабкими, чи сильними), а які – неелектролітами. Скласти рівняння електролітичної дисоціації даних електролітів.

Дослід 2. Залежність електропровідності розчину (ступеню дисоціації електроліту) від розведення

В хімічну склянку приладу для спостереження електропровідності розчинів налити мінімальний об’єм (необхідний для занурення електродів) концентрованого розчину CH₃COOH. Включити прилад в електромережу та відзначити яскравість світіння електролампи. Кислоту поступово розвести дистильованою водою. Як змінюється яскравість лампи? Дати пояснення на підставі закону розбавляння Оствальда.

Дослід 3. Зміна забарвлення індикаторів в розчинах кислот і лугів

Налити в 3 пробірки по 1 мл дистильованої води і додати розчин нейтрального лакмусу до добре помітного забарвлення. В одну з пробірок з лакмусом додати декілька крапель кислоти, в другу пробірку додати луг. Третю пробірку залишити для порівняння. Спостерігати зміну кольору розчину в перших двох пробірках. Зробити аналогічні досліди з фенолфталеїном та з метиловим оранжевим. Спостереження оформити в таблицю 4, в якій відображено кольори кислотно-основних індикаторів в кислому, лужному та нейтральному середовищах. Написати рівняння реакцій електролітичної дисоціації кислоти і лугу.

Таблиця 4. Забарвлення кислотно-основних індикаторів різних середовищах

Індикатор	Середовище розчину
Кисле (рН<7)	Нейтральне (рН=7)	Лужне (рН>7)
Лакмус
Метилоранж (м/о)
Фенолфталеїн (ф/ф)

Дослід 4. Необоротні іонні реакції

а) у творення малорозчинних солей

В три пробірки налити по кілька краплин розчинів різних солей сульфатної кислоти, наприклад, Na₂SO₄, ZnSO₄. В кожну пробірку додати по краплях розчину барій хлориду до утворення осаду. Скласти молекулярні та йонні рівняння. Який йон є реагентом на сульфат-йон?

б) у творення малорозчинних основ

До розчинів нікол сульфату та ферум хлориду додати розчин натрій гілроксиду до утврення осадів нікол та ферум гідроксидів. Написати рівняння реакцій в молекулярному та іонному скороченому вигляді.

в)утворення слабких кислот

До розчинів солей СН₃СООNa та Na₂S, що знаходяться в різних пробірках, додати по 1 мл сульфатної H₂SO₄ або хлоридної кислот HCl. Які слабкі кислоти утворилися? Написати рівняння хімічних реакцій в молекулярній і іонній формах.

г) реакції нейтралізації

Налити в пробірку 2-3 мл 2 н розчину лугу і додати краплю фенолфталеїну. В який колір забарвився індикатор? Чому? Потім в пробірку влити 2 н розчин хлоридної кислоти до знебарвлення розчину. Пояснити причину знебарвлення. Написати молекулярне і йонне рівняння реакції нейтралізації лугу кислотою.

Дослід 5. Гідроліз солей різних типів

а) солі, утворені сильною основою та слабкою кислотою

Для досліду взяти одну з солей: CH₃COONa, K₂CO₃, К₃РО₄. В пробірку з розчином солі внести кислотно-основний індикатор (лакмус, метилоранж, фенолфталеїн) і визначити, кисле чи лужне середовище утворюється при гідролізі солі. Написати рівняння реакцій гідролізу солі.

б)солі, утворені слабкою основою та сильною кислотою

Для досліду взяти одну з солей: NH₄Cl, ZnCl₂ та Al₂(SO₄)₃. В пробірку з розчином солі внести кислотно-основний індикатор (лакмус, метилоранж, фенолфталеїн) і визначити, кисле чи лужне середовище утворюється при гідролізі солі. Написати рівняння реакцій гідролізу солі.

в)солі, утворені слабкою основою та слабкою кислотою

В пробірку налити 2 мл розчину солі CH₃COONH₄, або іншої солі цього

типу. Занурити у розчин послідовно синій та червоний лакмусовий папір. Скласти рівняння реакції гідролізу. Який можна зробити висновок?

г) солі, утворені сильною основою та сильною кислотою

В пробірку налити 2 мл розчину однієї з солей: NaCl, K₂SO₄ та BaCl₂. Розчини перевірити нейтральним лакмусом. Чи відбувається гідроліз та зміна кислотності розчину?

Дата добавления: 2014-12-07