Лабораторные работы. Налейте в 2 пробирки по 5 - 6 капель растворов H2SO4 и Na2SO4

Опыт 1.

Налейте в 2 пробирки по 5 - 6 капель растворов H₂SO₄ и Na₂SO₄. Добавьте в каждую из них по несколько капель раствора BaCl₂. Что наблюдается? Напишите ионно-молекулярные уравнения реакций и выражение для произведения растворимости образовавшейся соли.

Опыт 2.

К 5 - 6 каплям раствора NH₄Cl добавьте такой же объём раствора NaOH или KOH. Содержимое пробирки нагрейте и поднесите к её отверстию влажную

лакмусовую бумажку. Что наблюдается? Напишите ионно-молекулярные уравнения реакций.

Опыт 3.

А) К 10 каплям разбавленного раствора аммиака добавьте 1 каплю универсального индикатора, а затем около 0,1 г твёрдого NH₄Cl.

Б) К 5 - 6 каплям разбавленной уксусной кислоты добавьте 1 каплю универсального индикатора, а затем около 0,1 г твёрдого ацетата натрия. Объясните причину изменения окраски индикатора в обоих случаях и напишите выражение констант диссоциации гидроксида аммония и уксусной кислоты.

Опыт 4.

Налейте в 2 пробирки по 5 - 6 капель раствора аммиака и добавьте в одну из них около 0,1 г твёрдого NH₄Cl. Прибавьте к обоим растворам по 3 - 4 капли раствора MgCl₂. Что наблюдается? Напишите выражение для произведения растворимости гидроксида магния, уравнение реакции и объясните результаты обоих опытов.

Опыт 5.

Налейте в пробирки по 5 - 6 капель растворов NaCl, K₂SO₄, ZnCl₂, Na₂CO₃, CH₃COONa, Al₂(SO₄)₃. С помощью универсального индикатора определите реакцию среды. Объясните результаты и напишите уравнения соответствующих реакций в молекулярной и ионной формах.

Опыт 6.

В 2 пробирки налейте по 5 - 6 капель растворов Na₂CO₃ и Na₂SO₃. Прибавьте по 1 капле универсального индикатора, определите реакцию среды. Составьте уравнения гидролиза. Какая соль гидролизуется больше? Почему? Подтвердите расчётами.

Опыт 7.

В 2 пробирки налейте по 5 - 6 капель растворов Na₂CO₃ и NaНCO₃. С помощью универсального индикатора определите рН растворов. Объясните различие в значениях рН этих растворов расчётами.

Напишите уравнения гидролиза.

Опыт 8.

Налейте в две пробирки по 2 мл раствора ZnCl₂. Определите реакцию среды с помощью универсального индикатора. В раствор одной из пробирок опустите кусочек цинка и нагрейте. Сравните окраску раствора с цинком с исходной. Как изменилась окраска индикатора? Почему? Какой газ выделяется? Какова роль нагревания? Напишите уравнения реакций.

Окраска универсального индикатора в интервале рН 1,0 - 11,0

ЗАНЯТИЕ 5

Тема: Коллигативные свойства растворов неэлектролитов

К коллигативным свойствам относятся:

1. Осмотическое давление в растворе проявляется только тогда, когда раствор отделен от растворителя полупроницаемой мембраной. На основании опытных данных было установлено, что осмотическое давление раствора пропорционально концентрации растворенного вещества (Х) и абсолютной температуре:

Р_осм. = C(X) ^. R ^. T (закон Вант-Гоффа), где R – коэффициент пропорциональности, равный газовой постоянной (8,314 Дж/(моль ^. K).

Закон справедлив для разбавленных растворов неэлектролитов, в концен-трированных растворах неэлектролитов и водных растворах электролитов наблююдаются отклонения от закона. Для учёта межмолекулярных взаимо-действий Вант-Гофф ввёл поправочный коэффициент, названный изотоническим коэффициентом (i): Р_осм.= i ^. C(X) ^. R ^. T. Для растворов неэлектролитов i = 1. Для водных растворов электролитов i > 1, максимальное его значение равно числу ионов в молекуле электролита: NaCl (2), CaCl₂ (3), Na₃PO₄ (4), Al₂(SO₄)₃ (5).

2. Давление насыщенного пара присуще каждой жидкости. Пар, нахо-дящийся в равновесии с жидкостью, называется насыщенным. При растворении в жидкости нелетучего вещества давление пара раствора понижается по сравнению с чистым растворителем. Разность между давлениями называется понижением давления пара растворителя (D p = p ₀ – p). Если это понижение отнести к р ₀, то оно называется относительным понижением (), и равно молярной доле растворенного вещества (закон Рауля) или , где n – число молей растворенного вещества,

N - число молей растворителя.

Для реальных растворов в это уравнение необходимо ввести изотонический коэффициент: .

4. Температура кипения и кристаллизации растворов зависят от давления пара над растворами. Жидкость закипает, когда давление её пара достигает внешнего атмосферного давления. Вследствие понижения давления пара растворителя над раствором температура кипения раствора всегда выше, чем чистого растворителя. Разность между температурами кипения называется повышением температуры кипения (Dt_кип. или DT_кип.).

Жидкость кристаллизуется (затвердевает), когда давление её пара становится равным давлению насыщенного пара соответствующей твёрдой фазы. Давление пара льда достигается у водного раствора при более низкой температуре, чем у растворителя (воды).

Разность между температурами кристаллизации называют понижением температуры кристаллизации (Dt_крист. или DT_крист.). Температуру кристаллизации часто называют температурой замерзания.

Понижение температуры кристаллизации, повышение температуры кипения раствора пропорционально концентрации растворённого вещества (следствия из закона Рауля):

Dt_крист.= K ^. в (X),

Dt_кип.= Е ^. в (X), где

K и Е - коэффициенты пропорциональности, называемые криоскопической и эбулиоскопической постоянными, соответственно.

Если в (X) = 1 моль/кг, то K = Dt_крист., Е = Dt_кип.. В этом заключён их физический смысл.

K и Е зависят от химической природы растворителя и не зависят от природы растворённого вещества.

Для реальных растворов: Dt_крист.= i ^. K ^. в (X), Dt_кип.= i ^. Е ^. в (X).

С помощью закона Рауля и следствий из него можно вычислять молекулярные массы растворённых веществ:

, , где

массы растворённого вещества и растворителя измерены в граммах.

Не нашли, что искали? Воспользуйтесь поиском: