Опыт 1. Определение величины рН в зависимости от концентрации ионов водорода в растворе.
Налейте в пробирку примерно на одну треть ее высоты 2,0 н раствор соляной кислоты HCl, в другую пробирку - такое же количество 2,0 н раствора гидроксида натрия NaOH и в третью - дистиллированной воды. Слегка наклонив пробирку с кислотой, опустите в нее на несколько секунд полоску универсальной индикаторной бумаги. Смочив бумагу, выньте ее и сразу же сравните окраску сырой бумаги с цветовой индикаторной шкалой, на которой указаны значения рН. Определив значение рН, укажите реакцию среды.
Аналогично проделайте опыт с 2,0 н раствором NaOH, а затем с водой. По индикаторной шкале также определите значения рН жидкостей в этих пробирках и сделайте заключение о реакции среды.
Опыт 2. Сильные и слабые электролиты.
1. Налейте в одну пробирку примерно на треть ее высоты раствор соляной кислоты HCl, в другую - столько же раствора уксусной кислоты СН3СООН. Для сравнения силы кислот берутся растворы одинаковой концентрации (2 н). В обе пробирки бросьте по кусочку цинка ( по возможности одинакового размера). Какой газ выделяется в пробирках? Напишите уравнения протекающих реакций в молекулярном и ионном виде. В какой пробирке процесс идет более энергично? От концентрации каких ионов в растворе зависит скорость выделения данного газа? В растворе какой кислоты концентрация этих ионов выше, то есть какая кислота сильнее? Сравните ваши выводы с табличными данными, характеризующими степень диссоциации соляной и уксусной кислот.
2. Аналогично проверьте силу гидроксидов. С этой целью в две пробирки налейте по равному объему раствора хлористого кальция CaCl2. Затем в одну из них добавить немного 2 н раствора гироксида натрия NaOH, в другую - столько же 2 н раствора гидроксида аммония NH4OH. Что наблюдается? Запишите свои наблюдения и сделайте вывод о силе этих электролитов. Свой вывод сравните с данными таблицы.
Опыт 3. Получение гидроксидов металлов и изучение их свойств.
Для получения гидроксидов металлов налейте в одну пробирку (на треть ее высоты или менее) раствора FeSO4 , в другую Al2(SO4)3 и добавьте в каждую из них небольшое количество раствора гироксида натрия NaOH до получения осадка (пипеткой не пользоваться).Если в одной из пробирок осадок не получился - значит, взято избыточное количество NaOH, с целью получения осадка опыт повторите. Затем каждый осадок разделите на две пробирки и изучите их свойства, их отношение к кислоте и к щелочи.
Для этого подействуйте на одну часть осадка избыточным количеством раствора серной кислоты (или соляной), на другую часть - раствором гидроксида натрия, также взятом в избытке. Что наблюдается? Какой из полученных гидроксидов растворяется только в кислоте, а какой - и в гидроксиде натрия? Назовите гидроксид, обладающий амфотерными свойствами.
Опыт 4. Различие между двойной и комплексной солями.
В пробирку к небольшому количеству хлорида железа FeCl3 добавьте немного раствора роданида калия KCNS. Что наблюдается? Напишите молекулярное и ионное уравнения реакций. Суть данной реакции сводится к взаимодействию ионов Fe3+ и CNS- , в результате чего образуется слабодиссоциирующая растворимая соль Fe(CNS)3 , обладающая характерной окраской. Следовательно, ион CNS- является характерным ионом на ион Fe3+.
Используя это, предлагается определить, какая из солей NH4Fe(SO4)2 или K3[Fe(CN)6] является двойной и какая комплексной. Для этого в одну пробирку налейте раствор NH4Fe(SO4)2, а в другую - K3[Fe(CN)6] и в каждую из них прилейте раствор KCNS. Что наблюдается в этих пробирках? Напишите молекулярные и ионные уравнения этих реакций. В каком соединении обнаруживается ион Fe3+? В каком соединении этот ион связан в виде комплексного иона?
Опыт 5. Направление протекания реакций в растворах электролитов
а)Образование труднорастворимых веществ.
В три пробирки внесите небольшое количества: в одну - раствор хлорида железа FeCl3 , в другую нитрата свинца Pb(NO3)2, в третью - сульфата меди. Добавьте в первую пробирку немного раствора гидроксида натрия NaOH, во вторую - раствора KI и в третью - гексацианоферрата(П) калия K4[Fe(CN)6].
Наблюдайте образование осадков, отметьте их цвет. Напишите молекулярные и ионные уравнения этих реакций. В каком направлении протекают эти реакции?
б)Образование газообразных веществ.
В пробирку налейте примерно на одну четверть ее высоты раствора хлорида аммония NH4Cl, добавьте раствор NaOH. Определите по запаху выделение аммиака.
Напишите уравнения реакций между взятыми электролитами, а также уравнение разложения NH4OH на аммиак и воду.
Опыт 6. Смещение равновесия диссоциации слабого электролита при введении одноименного иона.
В пробирку примерно на половину ее высоты налейте 2н раствор гидроксида аммония NH4OH, добавьте 1-2 капли фенолфталеина. Как окрашивается фенолфталеин под влиянием гидроксидионов ОН-, имеющихся в растворе.
Содержимое пробирки разлейте на две части, одну пробирку с раствором NH4OH оставьте в качестве контрольной, в другую добавьте небольшое количество кристаллического хлорида аммония NH4Cl. Перемешайте раствор стеклянной палочкой и сравните цвет полученного раствора с окраской раствора в контрольной пробирке. На увеличение или уменьшение концентрации ионов ОН- указывает изменение окраски раствора?
Напишите уравнение диссоциации NH4OH и NH4Cl.
На основании принципа Ле Шателье объясните смещение равновесия диссоциации NH4OH при добавлении к нему хлорида аммония.
Увеличилась или уменьшилась при этом диссоциация?
Опыт 7.Зависимость степени электролитический диссоциации от концентрации электролита.
В данном опыте используется концентрированная H2SO4 , которая хранится в небольшой склянке в вытяжном шкафу.
Налейте в сухую пробирку, не пользуясь пипеткой, на высоту 1 см концентрированной H2SO4 , бросьте в нее кусочек цинка. Что наблюдается? Концентрированная H2SO4 является слабым электролитом, то есть диссоциация ее с отщеплением ионов Н+ протекает незначительно, поэтому реакция кислоты с цинком протекает в малой степени. Далее необходимо проверить, как реагирует с цинком разбавленная кислота. Для этого содержимое пробирки осторожно перенесите в другую пробирку, заполненную примерно на одну треть ее высоты водой (нельзя лить воду в кислоту!Почему?) Что наблюдается? Сделайте вывод о зависимости электролитической диссоциации от концентрации электролита в растворе.
СОДЕРЖАНИЕ И ОФОРМЛЕНИЕ ОТЧЕТА
Работа оформляется в виде письменного отчета, который заносится в лабораторный журнал. В отчете указывается общее название работы, дается краткое теоретическое обоснование ее. Обязательно нужно записать название каждого опыта и привести уравнения всех проделанных реакций в молекулярном и ионном виде, отметить результаты наблюдений и сделать необходимые выводы (ответить на все поставленные вопросы).
Время, отведенное на лабораторную работу
Подготовка к работе
1,5 акад. ч.
Выполнение работы
1,0 акад. ч.
Обработка результатов эксперимента и оформление отчета
0,5 акад. ч.
Итого:
3,0 акад. ч.
ВОПРОСЫ ДЛЯ САМОКОНТРОЛЯ
1. Напишите молекулярные и ионные уравнения реакций между веществами: CH3COOH и NaOH, Mg(OH)2 и H2SO4, Al(OH)3 и NaOH, FeSO4 и H2S.
2. Подберите молекулярные уравнения, которые соответствовали бы следующим ионным:
NH+4 + OH- = NH4OH,
HCO-3 + 2H+ = CO2 + H2O,
CaCO3 + 2H+ = Ca2+ + CO2 + H2O,
ZnOH+ + 2H+ = Zn2+ + H2O.
3. Запишите уравнения электролитической диссоциации угольной кислоты и карбоната натрия. Объясните, в каком случае диссоциация протекает: а) обратимо; б) ступенчато.
литература
1. Глинка Н.Л. Общая химия.-Л.: Химия, 1987.
2. Курс общей химии/ Коровин Н.В., Масленникова Г.Н. и др. - М.: Высшая школа, 1990.
3. Лучинский Г.П. Курс химии. -М.: Высшая школа, 1985.
4. Глинка Н.Л. Задачи и упражнения по общей химии. - Л.:Химия, 1987.
5. Лабораторные работы по химии: Учебн. пособие для вузов / под ред. Н.В.Коровина - М: Высшая школа, 2001.