Составители:
Рубрика:
В последнем опыте слить растворы гидроксида аммония и уксусной кисло-
ты. Испытать электропроводность полученного раствора, сравнить с электропро-
водностью индивидуальных веществ.
Написать уравнение взаимодействия гидроксида аммония и уксусной кис-
лоты в молекулярной и ионно-молекулярной формах.
Заполнить табл. 2:
Таблица 2
Электролит Характеристика
электролита
Уравнение
электролитической
диссоциации
Выражение
константы
диссоциации
HC1
NaOH
CH
3
COOH (конц.)
NH
4
OH (конц.)
NH
4
OH+CH
3
COOH
Опыт 3. Влияние добавления соли слабого основания на степень его
диссоциации
В две пробирки внести по 2–3 мл раствора гидроксида аммония. В каждую
пробирку прибавить одну-две капли раствора фенолфталеина. Одну пробирку ос-
тавить в качестве контрольной, а в другую добавить 3–4 микрошпателя сухого
хлорида аммония и перемешать раствор стеклянной палочкой. Сравнить интен-
сивность окраски полученного раствора и контрольного.
Написать уравнение диссоциации гидроксида аммония и выражение кон-
станты его диссоциации. Указать, как смещается равновесие в этом растворе при
добавлении к нему хлорида аммония и почему окраска раствора бледнеет.
Опыт 4. Сравнение химической активности кислот
В одну пробирку на 1/4 ее объема налейте раствор соляной кислоты
с молярной концентрацией С
HCl
= 2 моль/л, в другую – столько же уксусной кислоты
с такой же концентрацией.
Выбрать два примерно одинаковых кусочка мрамора. В каждую пробирку
бросить по одному кусочку. Отметить интенсивность выделения газа в одной
и второй пробирках.
Написать уравнения реакций.
Опыт 5. Направление обменных процессов в растворах электролитов
В три пробирки внести по 1–2 мл следующих растворов: в первую – хлорид
железа (III) + гидроксид натрия; во вторую – метасиликат натрия (Na
2
SiO
3
) + +
соляную кислоту; в третью – разбавленную серную кислоту + хлорид бария.
Наблюдать в первой пробирке выпадение осадка гидроксида железа, во второй –
кремниевых кислот (условно метакремниевой кислоты), в третьей – сульфата бария.
Написать уравнение реакций в молекулярной и ионных формах.
Контрольные вопросы
1. Какие вещества называются электролитами?
2. В чем заключается механизм процесса диссоциации?
3. Что такое степень и константа диссоциации электролита и от чего зависят
их величины?
4. В чем суть закона разбавления Освальда?
Работа 6. ВОДОРОДНЫЙ ПОКАЗАТЕЛЬ. ГИДРОЛИЗ СОЛЕЙ
Химическое обменное взаимодействие ионов растворенной соли с водой,
приводящее к образованию слабодиссоциирующих продуктов (молекул слабых
кислот или оснований, анионов кислых и катионов основных солей) и сопровож-
дающееся измерением рН среды, называется гидролизом.
Изменение рН при растворении солей в воде является одним из основных
признаков, указывающих на протекание в растворе гидролиза. Так, раствор, полу-
чающийся при растворении ацетата натрия в воде, имеет щелочную реакцию
(рН > 7):
NаСН
3
СОО + Н
2
О « СН
3
СООН + NaОН
или в ионной форме
СН
3
СОО
-
+ Н
2
О « СН
3
СООН + ОН
-
Характер гидролиза растворенного вещества определяется природой соли.
Различают несколько вариантов взаимодействия соли с водой.
Пример 1. Соль, образованная сильным основанием и слабой кислотой, гид-
ролизуется по аниону, так как анион образует с ионами водорода слабодиссоции-
рующее соединение:
КСN + Н
2
О « КОН + НСN
или в ионной форме
СN
-
+ Н
2
О « ОН
-
+ НСN.
Реакция среды щелочная (рН > 7).
Соли, образованный многоосновной слабой кислотой, гидролизуются сту-
пенчато.
Первая ступень:
К
2
СО
3
+ Н
2
О « КНСО
3
+ КОН
или в ионной форме
СО
3
- 2
+ Н
2
О « НСО
3
-
+ ОН
-
Вторая ступень:
КНСО
3
+ Н
2
О « Н
2
СО
3
+ КОН
или в ионной форме
НСО
3
-
+ Н
2
О « Н
2
СО
3
+ ОН
-
26
27
Страницы
- « первая
- ‹ предыдущая
- …
- 13
- 14
- 15
- 16
- 17
- …
- следующая ›
- последняя »
