Практическая часть

Цель работы: изучить процесс гидролиза солей.

Оборудование и материалы: мерный цилиндр емкостью 10мл, спиртовка, штатив с пробирками, шпатель.

Реактивы: магний порошок, сульфит натрия Na₂SO₃, карбонат натрия Na₂СO₃, лакмусовая бумажка, универсальная индикаторная бумага, фильтровальная бумага; растворы: хлорида аммония NH₄Cl, сульфата алюминия Al₂(SO₄)₃, хлорида алюминия AlCl₃ (2 н.), ацетата натрия CH₃COONa , хлорида железа (III) FeCl₃ (2н.), сульфата меди CuSO₄ (0,5н.), сульфида натрия Na₂S (2 н.), хлорида натрия NaCl (2 н.), сульфита натрия Na₂SO₃ (2 н.), фенолфталеин спиртовой.

Ход работы

Опыт 1. Реакция среды растворов солей при гидролизе

В пять пробирок налить по 1 мл следующих растворов: в первую - раствор сульфида натрия; во вторую – раствор хлорида аммония; в третью – хлорида натрия; в четвертую – раствор сульфата алюминия; в пятую – раствор сульфата меди.

Исследовать реакцию среды растворов, нанося каплю раствора на лакмусовую или универсальную индикаторную бумажку стеклянной палочкой. Результаты испытаний растворов солей на индикатор представить в виде табл. 9.1:

Таблица 9.1.

РН растворов солей

Формула соли	Окраска индикарной бумажки	Реакция среды	Значение рН

Написать молекулярные и ионные уравнения реакции гидролиза взятых солей. В каких случаях гидролиз идет ступенчато?

Опыт 2. Влияние температуры на степень гидролиза

Налить в пробирку 1 мл раствора ацетата натрия, добавить 1-2 капли раствора фенолфталеина. Нагреть жидкость до кипения, а затем охладить под струей холодной воды. Как меняется интенсивность окраски раствора при его нагревании и охлаждении? Почему? Написать молекулярное и ионные уравнения реакции гидролиза ацетата натрия.

Опыт 3. Необратимый гидролиз

К раствору соли алюминия в пробирке прилить раствор карбоната натрия Na₂CO₃. Нагреть пробирку, отфильтровать образовавшийся осадок и промыть его на фильтре горячей водой для удаления избытка Na₂CO₃. Доказать опытным путем, что полученный осадок является не солью угольной кислоты, а гидроксидом алюминия. Составить уравнения реакций образования карбоната алюминия и его гидролиза.

Лабораторная работа 7 окислительно-восстановительные реакции. Электрохимические процессы

1. Окислительно-восстановительные реакции

Степень окисления – условный заряд атома в молекуле, вычисленный исходя из предположения, что все связи имеют ионный характер.

Химические реакции, протекающие с изменением степени окисления элементов, входящих в состав реагирующих веществ, называются окислительно-восстановительными реакциями (ОВР).

Окисление – процесс отдачи электронов атомом, молекулой или ионом. Восстановление - процесс присоединения электронов атомом, молекулой или ионом.

Окислителем называется атом, молекула или ион, принимающий электроны, его степень окисления понижается. Восстановителем называется атом, молекула или ион, отдающий электроны, его степень окисления повышается.

Типичные восстановители: щелочные и щелочноземельные металлы, Al, Zn, водород, углерод, СО, галогеноводороды.

Типичные окислители: галогены, кислород, озон, KMnO₄, K₂Cr₂O₇, K₂CrO₄, азотная и концентрированная серная кислоты, Н₂О₂, PbO₂, NaBiO₃, хлорная вода.

Если элемент проявляет несколько степеней окисления, то атомы элемента в низшей степени окисления могут проявлять только восстановительные свойства; атомы элемента в высшей степени окисления могут проявлять только окислительные свойства; атомы элемента в промежуточной степени окисления могут окисляться или восстанавливаться в зависимости от условий реакции и от контрреагента. Например, перманганат-ион MnO₄^- в кислой, нейтральной и щелочной среды, восстанавливается, соответственно, до Mn²⁺, MnO₂ и MnO₄^2-.

Классификация ОВР:

1. Межмолекулярные ОВР. Элемент-окислитель и элемент-восстановитель находятся в составе разных реагентов.

H₂ + Cl₂ = 2HCl

2H₂S + SO₂ = 3S + 2H₂O

2. Внутримолекулярные ОВР. Элемент-окислитель и элемент-восстановитель находятся в составе одной молекулы:

2KClO₃ = 2KCl + 3O₂

NH₄NO₃ = N₂O + 2H₂O

3. Реакции диспропорционирования. Одна часть атомов элемента в составе одного и того же вещества выступает в роли окислителя, другая – в роли восстановителя:

3Сl₂ + 6KOH = KCl + KClO₃ + 3H₂O

Ряд напряжений металлов

Характеристикой окислительно-восстановительной способности иона и соответствующего ему вещества является электродный потенциал φ. Стандартные электродные потенциалы (φ⁰) определяют, составляя гальванический элемент из исследуемого электрода и стандартного водородного электрода (φ⁰ = 0 В).

Металлы, расположенные в порядке возрастания их стандартных электродных потенциалов, образуют ряд напряжений металлов.

Чем меньше φ⁰ данного металла, тем больше его восстановительная активность. Чем больше φ⁰ данного металла, тем больше окислительная активность его ионов.

Каждый металл ряда напряжений металлов вытесняет (восстанавливает) все следующие за ним металлы из растворов солей.

Только те металлы, которые в ряду напряжений металлов стоят до водорода, могут вытеснять водород из растворов кислот-неокислителей.