Ионные реакции в растворах электролитов Выполнил студент группы ___________ __________________________

Фамилия Имя Отчество

Отметка о выполнении ________________ _____________________

Выполнено Зачтено

Цель работы. Изучение процессов электролитической диссоциации и реакций ионного обмена в растворах электролитов. Изучение закономерностей гидролиза неорганических солей слабых кислот и слабых оснований.

Задачи работы. Используя разбавленные растворы химических соединений провести опыты, иллюстрирующие различную силу электролитов и возможность самопроизвольного протекания реакций ионного обмена. Прогнозирование значений рН растворов при гидролизе солей, изучение гидролитических свойств водных растворов солей и способов уменьшения гидролиза.

Опыт 1. Исследование электропроводности растворов

В стаканы налейте H₂O_{дистиллированная}, H₂O_{водопроводная} (укажите возможные примеси) и растворы С₆Н₁₂О₆ (глюкоза)_, С₂Н₅ОН (этанол), NaCl (хлорид натрия), NaOH (гидроксид натрия), H₂ SO₄ (серная кислота), CH₃COOH_конц., CH₃COOH_разб. (уксусная кислота), NH₄OH (гидроксид аммония).

Опускайте последовательно в каждый стакан электроды, соединенные с источником тока. Об электропроводности растворов судят по накалу лампочки, включенной последовательно с сопротивлением раствора: интенсивное свечение – сильные электролиты, слабый накал – слабые электролиты, отсутствие свечения – неэлектролиты.

Расположите вещества по трем группам. Для электролитов запишите уравнения электролитической диссоциации.

1. Неэлектролиты:

2. Сильные электролиты и уравнения их полной диссоциации:

3. Слабые электролиты и уравнения ионного равновесия в растворах:

Опыт 2. Ионные реакции с образованием малорастворимых соединений

В первую пробирку внесите 2–3 мл раствора хлорида железа(III) и добавьте такое же количество раствора NaOH (2 н.), а во вторую пробирку налейте 2–3 мл H₂SO₄ (1 М) и добавьте раствор хлорида бария.

В обеих пробирках отметьте окраску трудно растворимых соединений. Запишите химические формулы образующихся осадков:

Составьте уравнения соответствующих реакций в молекулярном и ионно-молекулярном виде.

Опыт 3. Ионные реакции с образованием слабодиссоциирующих веществ

3.1. В пробирку, поместите 1–2 мл раствора ацетата натрия и прилейте раствор разбавленной серной кислоты. Запишите химическую формулу вещества, которому соответствует появившийся запах:

Составьте уравнение протекающей реакции в молекулярной и ионно-молекулярной формах:

3.2. В пробирку поместите 1–2 мл раствора хлорида аммония и добавьте такой же объем 2 н. NaOH (пробирку можно слегка подогреть). Определите по запаху какой выделяется газ и запишите его название химическую формулу:

Составьте уравнение протекающей реакции в молекулярной и ионно-молекулярной формах:

3.3. В две пробирки внесите по 1–2 мл NaOH (2 н.) и добавьте по одной капле индикатора фенолфталеина. Под влиянием каких ионов раствор окрасился в малиновый цвет? _______________________________

По каплям до­бавляйте в первую пробирку соляную кислоту (2 н.), во вторую – раствор уксусной кислоты. Чем объясняется исчезновение окраски индикатора при добавлении кислоты? В каком случае обесцвечивание раствора наступает быстрее?

Составьте уравнение протекающей реакции в молекулярной и ионно-молекулярной формах:

Опыт 4. Ионные реакции с образованием летучих продуктов реакции

Поместите в пробирку микрошпатель соды Nа₂СО₃ и добавьте по каплям раствор уксусной кислоты. Составьте уравнение протекающей реакции в молекулярной и ионно-молекулярной формах:

Опыт 5. Ионные реакции с участием комплексных соединений

5.1. В пробирку внесите 1–2 мл раствора сульфата меди(II) и добавьте небольшое количество раствора NaOH (2 н.). Отметьте окраску осадка и составьте уравнение протекающей реакции в молекулярной и ионно-молекулярной формах:

5.2. В ту же пробирку по каплям добавьте концентрированный раствор аммиака NH₄OH. Наблюдайте растворение осадка и изменение окраски раствора вследствие образования комплексных катионов тетраамминмеди(II). Укажите их окраску в растворе: ____________________________

Составьте уравнение протекающей реакции в молекулярной и ионно-молекулярной формах:

В выводе на основании опытов 1—5 укажите, в каких случаях протекают реакции ионного обмена между сильными и слабыми электролитами.

Вывод:

Опыт 6. Изучение рН растворов и ионных равновесий при гидролизе

С помощью индикаторов или рН-метра измерьте рН в заданных растворах солей 1 и 2. Укажите способ измерения и значения рН растворов:

Запишите ионные и ионно-молекулярные уравнения гидролиза этих солей:

Используя справочные значения констант диссоциации слабых кислот, рассчитайте для первой ступени константу и степень гидролиза соли 2:

Опыт 7. Совместный гидролиз

Смешайте растворы солей 1 и 2, приведенные в Вашем задании и отметьте наблюдаемые явления². Объясните, в результате чего происходит взаимное усиление гидролиза при сливании данных растворов. Запишите уравнения реакций совместного гидролиза в молекулярном и ионном виде:

Опыт 8. Влияние температуры на степень гидролиза

В пробирку внесите 5–6 мл раствора ацетата натрия CH₃COONa и 1–2 капли индикатора фенолфталеина. Содержимое пробирки разделите на 2 части. Одну пробирку оставьте для сравнения, другую – нагрейте до кипения.

Сравните окраску индикатора в обеих пробирках. Дайте пробирке охладиться и снова сравните окраску индикатора в обеих пробирках. Как изменяется окраска индикатора и смещается равновесие гидролиза при изменении температуры:

Назовите гидролизующийся ион и составьте уравнение реакции гидролиза соли в молекулярно-ионной форме:

Опыт 9. Растворение металлов в продуктах гидролиза солей

В пробирку налейте примерно 0,5 мл концентрированного раствора хлорида цинка и внесите в раствор кусочек цинка. Для ускорения реакции нагрейте пробирку. Отметьте наблюдаемые явления:

Напишите в молекулярной и ионно-молекулярной формах уравнения реакций гидролиза ZnCl₂

и растворения цинка:

Лабораторная работа № 5