Практична частина

2.1. Лабораторна робота “Розчини електролітів”.

Дослід 1. Порівняння хімічної активності кислот. Взаємодія хлоридної і оцтової кислот з цинком.

В одну пробірку налити 1-2 мл розчину хлоридної(соляної) кислоти (С=2моль/л), а в другу – стільки ж і такої ж концентрації розчину оцтової кислоти. Вибрати два однакових за величиною шматочка цинку і помістити по одному в кожну пробірку. В якому випадку водень виділяється більш енергійно? Чому? Написати йоні рівняння реакцій.

Дослід 2. Вплив солі слабкої кислоти на дисоціацію цієї кислоти.

В дві пробірки внести по 5-7 крапель розчину оцтової кислоти (С=0,1 моль/л). В кожну пробірку додати краплю метилового оранжевого.Під впливом яких йонів метилоранж набуває рожевого забарвлення? Одну пробірку залишити в якості контрольної, а в другу внести 3-4 мікрошпателя ацетата натрію і перемішати розчин. Порівняти забарвлення отриманого розчину з забарвленням розчину в контрольній пробірці. Написати рівняння дисоціації оцтової кислоти і вираз константи її дисоціації. Пояснити, як зміщується рівновага дисоціації кислоти, якщо до неї додати ацетат натрію.

Дослід 3. Вплив солі слабкої основи на дисоціацію цієї основи.

В дві пробірки внести по 5-7 крапель водного розчину аміаку (С=0,1 моль/л). В кожну пробірку додати краплю розчину фенофталеїну.Під впливом яких йонів фенолфталеїн набуває малинового забарвлення? Одну пробірку залишити в якості контрольної, а в другу внести 3-4 мікрошпателя хлориду амонію і перемішати розчин. Порівняти забарвлення отриманого розчину з забарвленням розчину в контрольній пробірці. Написати схему рівноваги в розчині. Пояснити, як зміщується рівновага в цьому розчині, якщо до нього додати хлорид амонію.

Дослід 4. Умови утворення осаду.

В дві пробірки внести по 2-3 краплі розчину сульфату заліза(II). В одну з них додати такий же об'єм сірководневої води, а в другу – розчин сульфіду амонію. В якому випадку утвориться осад? Написати йоне рівняння реакції. Користуючись правилом добутка розчинності, пояснити утворення осаду сульфіду заліза в одному випадку і його відсутність в другому.

Запитання для самоконтролю

1.Що таке електроліти, електролітична дисоціація?

2.Від чого залежить сила електроліту? Приклади сильних і слабких електролітів?

3.Як дисоціюють у водному розчині солі, кислоти, основи?

4.В напрямку утворення яких речовин протікають реакції в розчинах електролітів? Наведіть конкретні приклади.

5.За якими правилами складають йонні рівняння реакцій?

6.Що таке константа дисоціації слабких електролітів? Що вона характеризує?

7.Що таке йонний добуток води, водневий показник? Що він характеризує, як його можна розрахувати або визначити експериментально?

8.Для чого використовується добуток розчинності? Як його можна розрахувати або визначити експериментально?

9.Що таке гідроліз солей? Які фактори впливають на нього? Чи всі солі гідролізують у водному розчині? Наведіть конкретні приклади.

10.Що характеризує ступінь гідролізу, константа гідролізу? Від яких факторів вони залежать?

11.Що треба враховувати при обчислені осмотичного тиску, температур кипіння і замерзання розчинів електролітів?

2.3. Задачі для самоконтролю

1. Напишіть у молекулярній та молекулярно-йонній формах рівняння реакцій взаємодії таких пар речовин:

а)Na₂S + FeSO₄ ->; г) Pb(NO₃)₂ + Nal ->;

б)Na₂S + HC1 ->; ґ) NH₄C1 + Са(ОН)₂->;

в)CH₃COONa + HNO₃ -> д) Na₂CO₃ + НС1 ->.
2. Напишіть у молекулярній та молекулярно-йонній формах рівняння реакцій між такими речовинами:

а)AgNO₃ + FeCl₃ ->; в) Ва(ОН)₂ + HNO₃ ->;

б)СаСО₃ + НС1 ->; г) NiSO₄ + ВаС1₂->.

3.Змішують попарно речовини: a) NaOH і КС1; б) K₂SО₃ і НС1; в) СиС1₂ і Са(ОН)₂; г) НСООН і H₂SO₄; ґ) H₂SO₄ і НСІ; г) H₂SO₄ і КОН. У яких випадках реакції практично відбуваються до кінця? Складіть для цих реакцій молекулярні та молекулярно-йонні рівняння.

4.Складіть молекулярні та молекулярно-йонні рівняння реакцій гідролізу солей: K₂S, CuSO₄, K₃PO₄, Na₂CO₃.

5. Складіть молекулярні та молекулярно-йонні рівняння реакцій гідролізу солей: KCN, А1С1₃ і NH₄CN. Яке середовище (кисле, лужне чи нейтральне) буде в кожному випадку?

6.Складіть у молекулярній та молекулярно-йонній формах рівняння реакцій:

а) СиС1₂ + К₂СО₃ + Н₂О ->; б) FeCl₃ + Na₂CO₃ + H₂O ->.

7. Які з солей (KNO₃, К₂СО₃, KC1O₄, KCN, Na,SiO₃, ZnCl₂, AgNO₃) будуть гідролізувати у водних розчинах? Напишіть рівняння реакцій та вкажіть реакцію середовища.

8. Обчисліть ступінь гідролізу натрій ацетату в 1М розчині.

9. Ступінь гідролізу солі лужного металу та одноосновної кислоти в 0,1М розчині дорівнює 0,0014 %. Обчисліть константу гідролізу К_г цієї солі.

10. Визначте ступінь гідролізу (%) натрій гіпохлориту NaCIO в 0,001 М розчині при 25 °С.

11. Знайдіть рН 0,1 М розчину Na₂SO₃, враховуючи гідроліз солі за першим ступенем.

12. Знайдіть рН 0,1 М розчину Н₂SO₄, враховуючи, що ступінь дисоціації її становить 95%.

3. Література

1. Романова Н.В. Загальна та неорганічна хімія: Підруч. для студ. вищ. навч. закл. – К.: Ірпінь: ВТФ "Перун", 2002.- 480 с.

2. Кириченко В.І. Загальна хімія: Навч. посіб.- К.:Вища шк., 2005,- 639 с.:іл..

3. Телегус В.С., Бодак О.І., Заречнюк О.С., Кінжибало В.В. Основи загальної хімії/ За ред. В.С.Телегуса: Підручник.- Львів: Світ, 1998.- 424 с.: іл.

4. Глинка Н.Л. Общая химия.- Л.: Химия, 1988.- 702 с.

5. Басов В.П., Юрченко О.Г. Хімія: Навчальний посібник для самопідготовки до екзамену/ Київ "Каравела", Львів "Новий Світ-2000", 2001,- 132 с.

НАВЧАЛЬНЕ ВИДАННЯ

МЕТОДИЧНІ ВКАЗІВКИ

до виконання лабораторної роботи та самостійного вивчення

розділу загальної хімії “Розчини електролітів”

для студентів I курсу

всіх спеціальностей

денної та заочної форм навчання

УКЛАДАЧІ: Мовчан Віталій Васильович,

Мовчан Ольга Григорівна

Реєстрац.№ _________

Підписано до друку ______________ 2006 р.

Формат _____А5_______

Обсяг _____16_______ стор.

Тираж ______________прим.

Видавничий центр КТУ, вул.ХХІІ Партз’їзду, 11

м.Кривий Ріг