ТОР 5 статей: Методические подходы к анализу финансового состояния предприятия Проблема периодизации русской литературы ХХ века. Краткая характеристика второй половины ХХ века Характеристика шлифовальных кругов и ее маркировка Служебные части речи. Предлог. Союз. Частицы КАТЕГОРИИ:
|
Экспериментальная часть.ОПЫТ 1. Смещение гомогенного ионного равновесия при введении в раствор слабой кислоты одноимённых ионов. Рассматривается гомогенное ионное равновесие в растворе уксусной кислоты (см. пример 1.2). Смещение ионного равновесия производится добавлением к исходному раствору уксусной кислоты её соли – ацетата натрия в кристаллической форме (см. пример 3.1). Направление смещения равновесия определяется по изменению величины рН раствора: увеличение рН (уменьшение концентрации ионов Н+) свидетельствует об ослаблении диссоциации кислоты, уменьшение рН - об увеличении степени диссоциации. Руководствуясь содержимым примера 3.1, запишите: 1)уравнение диссоциации уксусной кислоты:
2)уравнение диссоциации ацетата натрия:
3)выражение константы диссоциации уксусной кислоты:
В пробирку поместите произвольный объём CH3COOH, туда же добавьте 2¸3 капли цветного индикатора рН – метилоранжа, отметьте цвет раствора и определите область значений, в которой находится рН взятой кислоты, имея в виду, что метилоранж окрашивает растворы с рН<3,1в красный цвет, а растворы с рН>4,4 – в жёлтый цвет (в области перехода окраски при рН = 3,1¸4,4 метилоранж – оранжевый): 4)цвет раствора?
5)область рН? Далее, в пробирку с окрашенным раствором CH3COOH с помощью микрошпателя внесите небольшое количество кристаллического ацетата натрия. Для ускорения растворения соли пробирку встряхните,
1) отметьте цвет полученного раствора, соответственно которому определите область рН полученной смеси CH3COOH и CH3COONa,
2) цвет раствора,
3) область рН.
4) Как изменяется концентрация ионов H+ (см. выражение 1.4) в растворе CH3COOH при добавлении к нему ацетата натрия: концентрация ионов H+ в растворе CH3COOH при добавлении к нему CH3COONa (уменьшается, увеличивается), что свидетельствует о смещении ионного равновесия (вправо, влево). В результате этого степень диссоциации уксусной кислоты (увеличивается, уменьшается).
5) Согласуется ли сформулированное заключение с принципом Ле Шателье?: (да, нет) Сформулируйте принцип Ле Шателье: Получите у преподавателя индивидуальное задание для расчета точного значения рН раствора уксусной кислоты до и после добавления CH3COONa:
исходная концентрация уксусной кислоты: Сик = _____________________моль/л;
концентрация соли в смеси с кислотой: Сс = ______________________моль/л.
11) Определите значения рН раствора до и после добавления CH3COONa (см. примеры 1.2, 1.3, 3.1):
12) Согласуются ли результаты расчета с отмеченными в опыте явлениями?: (да, нет)
13) Сформулируйте общий вывод о влиянии одноимённых ионов, вводимых в раствор слабого электролита, на состояние ионного равновесия слабого электролита: при введении в раствор слабого электролита ионов, одноимённых с одним из ионов слабого электролита, ионное равновесие слабого электролита смещается (в сторону образования недиссоциированного слабого электролита – влево, в сторону дополнительной диссоциации слабого электролита – вправо.).
ОПЫТ 2. Смещение ионных равновесий в растворе амфотерного электролита. В качестве примера смещения ионных равновесий путем связывания ионов в слабый электролит рассматривается взаимодействие амфотерного гидроксида хрома Cr(OH)3 c кислотой и щелочью (см. пример 3.4). Получите осадок Cr(OH)3. Для этого внесите в пробирку 5¸6 капель сульфата хрома Cr2(SO4)3 и добавьте 1¸2 капли раствора гидроксида натрия NaOH. Запишите молекулярное, развёрнутое и сокращённое ионно-молекулярное уравнение получения осадка: Содержимое пробирки разделите на две части. В одну из пробирок с осадком Cr(OH)3 добавьте 5-6 капель раствора HCl, в другую – такое же количество NaOH. Пробирки встряхните. 1) Отметьте наблюдения: (осадок не растворяется, осадок растворяется в пробирке с добавленным, осадок растворяется в обоих пробирках.
2) На основании отмеченных наблюдений сделайте вывод о химических свойствах Cr(OH)3: (Cr(OH)3 – основание, кислота, амфолит.).
3) Запишите молекулярные и ионно-молекулярные уравнения выполненных реакций, подтверждающих химические свойства Cr(OH)3 (воспользуйтесь уравнениями диссоциации Cr(OH)3, приведенными в примере 3.4).
4) В результате связывания каких иoнов – Н+ или ОН- - происходит растворение Cr(OH)3 в кислоте (см. пример 3.4)?: в результате связывания ионов ________.
5) В результате связывания каких иoнов – Н+ или ОН- - происходит растворение Cr(OH)3 в щёлочи (также см. пример 3.4)?: в результате связывания ионов __________.
6) Сформулируйте общий вывод о влиянии связывания ионов слабого электролита на состояние его ионного равновесия (см. п. 3): в результате связывания ионов слабого электролита его ионное равновесие смещается в напрвлении (усиления, ослабления – подчеркнуть) диссоциации. ОПЫТ 3. Нейтрализация кислот щелочью. Проводится нейтрализация соляной, серной и уксусной кислот щёлочью – раствором гидроксида натрия и определяется направление этих реакций по изменению окраски индикатора – лакмуса. Область перехода окраски лакмуса находится в интервале значений рН = 5¸8; при рН<7 лакмус – красный, в области рН>7 лакмус – синий. В 3 пробирки внесите по 3 капли раствора кислоты: в первую – HCl, во вторую – H2SO4, в третью – CH3COOH. В каждую пробирку добавьте 1 каплю лакмуса, окраску индикатора отметьте:
окраска _ __________________. В пробирки с кислотами добавляйте по каплям раствор NaOH до изменения окраски. Окраску растворов после добавления NaOH отметьте:
окраска ___________________.
Основываясь на изменении окраски индикатора, сделайте вывод о направлении протекания каждой из трёх реакций: (реакции протекают в прямом направлении, в обратном, не протекают – подчеркнуть). 1) Запишите молекулярные и ионно-молекулярные уравнения проведенных реакций, принимая во внимание силу участвующих в реакциях электролитов (см. п.2) и правила составления ионно-молекулярных уравнений (см. п. 4).
2) Какие из трех реакций идентичны? Почему?
3) Для подтверждения вывода о направлении протекания реакций нейтрализации рассчитайте значения констант равновесия Кс, пользуясь формулой (4.1).
4) Согласуются ли результаты рассчёта Кс с экспериментальными данными?: (да, нет) ______. ОПЫТ 4. Гидролиз солей. Исследуется характер среды растворов двух солей. Получите у преподавателя задание к опыту. С помощью рН-метра или индикатора рН определите значения рН заданных растворв солей. Запишите формулы солей и значения рН их растворов:
Соль _______________, рН _____________; соль __________________, рН ____________. 1) Запишите молекулярные и ионно-молекулярные уравнения гидролиза заданных солей.
2) Исходя из уравнений гидролиза, сделайте вывод о характере среды раствора каждой соли: (соль____________ - рН>7, рН<7, рН=7; соль________ - рН>7, рН<7, рН=7. Нужное подчеркнуть).
3) Соответствует ли сделанный вывод экспериментальным данным?: (да, нет). ОПЫТ 5. Осаждение малорастворимого электролита. Исследуется возможность образования осадка карбоната магния при взаимодействии соли магния с карбонатом и гидрокарбонатом натрия: 1) MgCl2 + Na2CO3 = MgCO3 + 2 NaCl и 2) MgCl2 + NaHCO3 = MgCO3 + NaCl + HCl В две пробирки поместите по 2-3 капли раствора хлорида магния, после чего в одну из них добавьте 2-3 капли раствора карбоната натрия, в другую – столько же раствора гидрокарбоната магния. Отметьте, в каком случае выпадает осадок: (осадок выпадает при добавлении к раствору MgCl2 раствора Na2CO3, NaHCO3 – подчеркнуть.). 1) Запишите ионно-молекулярные уравнения реакций.
2) По формуле (4.1) рассчитайте значения констант равновесия этих реакций и на основании результатов рассчётов объясните результаты опыта.
Контрольные задания.
I. Запишите уравнения диссоциации кислот, укажите слабую и сильную кислоту, для соответствующей кислоты напишите выражение константы диссоциации:
1) HJ, H2SO3; 2) H2SO4, H2S; 3) HF, HNO3; 4) HClO4, H2CO3; 5) HNO2, HCl.
II. Дано значение произведения растворимости малорастворимого электролита: 1) ПРPbCl2 = 1.7×10-5; 2) ПРAg2SO4 = 7×10-5; 3) ПРAg2CrO4 = 2×10-7; 4) ПРHgI2 = 10-26; 5) ПРPb(OH)2 = 5×10-16 Запишите выражение произведения растворимости данного электролита и вычислите равновесную концентрацию каждого из его ионов в насыщенном растворе (см. пример 1.1).
III. Реакция ионного обмена протекает по уравнению: 1) CH3COOH + KOH = …; 2) MnS + HCl = …; 3) HNO2 + NaOH = …; 4) NH4OH + HNO3 = …; 5) CaCO3 + HCl = …. Запишите молекулярное и ионно-молекулярное уравнение реакции. Объясните возможность самопроизвольного протекания реакции в прямом направлении, рассчитав для неё значение Кс, пользуясь выражением (4.1) – см. пример 4.1. Вариант контрольного теста. I. Укажите электролиты, в растворах которых устанавливаютс ионные равновесия: 1) СаСО3 2) HCN 3) HNO3 4) NaOH
II. Укажите электролиты, добавление которых вызывает смещение гетерогенного ионного равновесия в насыщенном растворе Fe(OH)2 влево – в сторону ослабления диссоциации Fe(OH)2 (в сторону уменьшения его растворимости): 1) FeSO4 2) HNO3 3) Na2S 4) Ba(OH)2
III. Как изменяется величина рН раствора Н2SO3 при добавлении к нему раствора Na2SO3: 1) рН увеличивается 2) рН уменьшается 3) рН не изменяется
IV. В растворе амфолита Cr(OH)3 установились равновесия: [Cr(OH)6]3- + 3H+ Û Cr(OH)3 + 3H2O Û Cr3+ + 3OH- + 3H2O. В результате связывания каких ионов, образующихся при диссоциации Cr(OH)3, происходит его растворение в щёлочи: 1) Н+ 2) ОН- 3)Cr3+
V.Концентрация ионов Ag+ в растворе равна 3×10-4моль/л, концентрация ионовBr- равна 5×10-2моль/л. Выпадет ли осадок AgBr, если его произведение растворимости ПР = 5×10-13: 1) да 2) нет
VI. Реакциями гидролиза являются: 1) Na2CO3 + H2O = NaHCO3 + NaOH 2) FeCl2 + H2O = FeOHCl + HCl 3) HCl + NaOH = NaCl + H2O 4) CuSO4 + 2NaOH = Cu(OH)2 + Na2SO4
VII. Ионно-молекулярное уравнение реакции Na2S + 2HCl = 2NaCl + H2S записывается: 1) 2Na+ + S2- + 2HCl = 2NaCl + H2S 2) S2- + 2H+ = H2S 3) Na+ + Cl- = NaCl 4) Na2S +2H+ = 2Na+ + H2S
VIII. Ионно-молекулярное уравнение H+ + OH- = H2O соответствует следующему молекулярному уравнению: 1) NaHCO3 + NaOH = Na2CO3 + H2O 2) H2S + 2KOH = K2S + 2H2O 3) Cu(OH)2 + H2SO4 = CuSO4 + 2H2O 4) Ba(OH)2 + 2HNO3 = Ba(NO3)2 + 2H2O
IX. Константа равновесия Kc реакции NH4+ + H2O = NH4OH + H+ записывается в виде: 1) ([NH4OH]+[H+])/([NH4+]+[H2O]) 2) [NH4+]/([NH4OH][H+]) 3) ([NH4+]+[H2O])/([NH4OH]+[H+]) 4) [NH4OH][H+]/[NH4+]
X. Константа равновесия Кс реакции Cu2+ + H2O = CuOH+ + H+ численно равна: 1) KCuOH+/KH2O 2) KH2O/ KCuOH+ 3) KH2O Ответы и комментарии. I – 1.2 (см. п. 1,2); II – 1,4 (см. п.3 относительно влияния одноимённых ионов на состояние ионного равновесия); III – 1 (см. п.3; в результате смещения ионного равновесия влево происходит связывание ионов H+, т.е. уменьшение их концентрации, что в соответствии с выражением (1.4) вызывает увеличение рН); IV – 1 (см. пример 3.4); V – 1 (см. п. 3, пример 3.4); VI – 1,2 (см. определение гидролиза в п.5); VII – 2 (см. определение силы электролитов в п.2 и правила составления ионно-молекулярных реакций в п.4); VIII – 4 (источником свободных ионов в левой части ионно-молекулярного уравнения могут быть только сильные электролиты – см. п.2); IX – 4 (Кс равно произведению равновесных концентраций продуктов, отнесённое к произведению равновесных концентраций реагентов; концентрация H2O ввиду её постоянства в выражение Кс не входит); X – 2 (см. выражение 4.1). Не нашли, что искали? Воспользуйтесь поиском:
|