Практические работы

1. Определение степени и константы гидролиза. Приготовить по заданию преподавателя раствор соли определенной концентрации. С помощью рН-метра определить рН этого раствора (со стеклянным электродом прибора следует обращаться очень бережно!).

По найденному значению рН рассчитать концентрацию ионов водорода в растворе (если же при гидролизе соли среда щелочная, то через ионное произведение воды определить концентрацию гидроксильных ионов). Затем согласно закону разбавления Освальда произвести расчет степени и константы гидролиза на основе найденной концентрации образующихся при гидролизе Н⁺ или ОН^- ионов и концентрации раствора соли. Рассчитать константу гидролиза, исходя из литературных данных для константы диссоциации слабой кислоты (или основания), образующей соли, полученное теоретическое значение сравнивать с найденным из полученных данных.

2. К 1-2 мл 0,01 н растворов НCI и NaОН, взятых а пробирку, добавьте по две капли раствора индикаторов, перемещайте и запишите цвета в табл. 10.3. Поместите в чистые пробирки 5-6 капель каждого из предложенных растворов солей, внесите по две капли индикатора и зафиксируй1те значения рН. Заполните табл. 10.3 и напишите уравнения гидролиза каждой соли.

Таблица 10.3.

Раствор	Окраска индикаторов				рН (равно, больше или меньше 7)
	Метиловый красный	Метиловый оранжевый	Фенолфталеин	Лакмус
К2СО3 AICI3 CH3COONH4

3. Поместите в пробирку 1-2 мл раствора CH₃COONа, добавить 2-3 капли раствора индикатора (фенолфталеина). Раствор нагрейте до кипения. Запишите изменение окраски. Объясните наблюдаемое явление. Напишите уравнение реакции гидролиза.

4. Определить рН растворов следующих солей: сульфата алюминия, хлорида железа (III), постепенно добавляя раствор щелочи, наблюдайте изменение рН, окраски раствора (индикатор!), появление осадков. Написать в молекулярной и ионной формах уравнения гидролиза данных солей, объясните наблюдаемые изменения.

5. Определить рН растворов (с помощью индикаторов) следующих солей: карбоната натрия, фосфата натрия, постепенно добавляя раствор кислоты, наблюдайте изменение рН, окраски раствора (индикатор!). Написать в молекулярной и ионной формах уравнения гидролиза данных солей, объясните наблюдаемые изменения.

11. Окислительно-восстановительные реакции

Окислительно-восстановительные реакции (ОВР) – реакции, протекающие с изменением степени окисления атомов, входящих в состав реагирующих веществ, в результате переноса электронов от одного атома к другому.

Степень окисления (с.о.) – формальный электрический заряд атома элемента в химическом соединении при условии, что все образуемые этим атомом связи являются чисто ионными. С.о. определяют с учетом следующих правил:

1. элемент в простом веществе имеет нулевую с.о.;

2. металлы в соединениях имеют положительные с.о.;

3. водород в соединениях имеет с.о. +1

4. кислород в соединениях имеет с.о. –2

За исключением гидридов, например, ; фторида кислорода - , пероксида водорода , супероксида .

Окисление – процесс отдачи электронов.

Восстановление – процесс присоединения электронов. Восстановление – процесс, обратный окислению.

Окислитель – вещество, которое принимает электроны и при этом восстанавливается.

Восстановитель–вещество, которое отдает электроны и при этом окисляется.

Окислитель восстанавливается, а восстановитель окисляется

Число электронов, отданных восстановителем, равно числу электронов, принимаемых окислителем в ОВР.

Типичные окислители

1. Неметаллы, переходящие при ОВР в отрицательно заряженные ионы: F₂, O₂, Cl₂→F^–, O^2–, Cl^–.

2. Катионы металлов и водорода, переходящие при ОВР в нейтральное соединение: Ag⁺, Cu²⁺, H⁺→Ag, Cu, H₂.

3. Сложные вещества, в состав которых входят элементы с высокими с.о., переходящими при ОВР в более низкие с.о.:

, , , , .

Типичные восстановители

1. Все металлы и некоторые неметаллы (Н₂, В, С), переходящие при ОВР в состояния с положительными с.о.

2. Сложные вещества, в состав которых входят элементы с низкими с.о., переходящими при ОВР в более высокие с.о.:

, , , , .