Практическая работа №1 По теме: «Гидролиз солей»
методическая разработка (химия) по теме

Опубликовано 03.02.2014 - 15:54 - Скакунова Ирина Анатольевна

Цель работы: изучение гидролиза солей разных типов.

Задачи работы:

Научиться определять реакцию среды растворов солей различных типов.
Исследовать растворы различных солей на протекание реакций гидролиза. Отработать навыки составления уравнений реакций гидролиза.
Отработать навыки экспериментальной работы, соблюдая правила техники безопасности при работе в кабинете химии.

Скачать:

Вложение	Размер
dokument_microsoft_word.doc	77 КБ

Предварительный просмотр:

2.1 Практическая работа №1

По теме: «Гидролиз солей»

Цель работы: изучение гидролиза солей разных типов.

Задачи работы:

Научиться определять реакцию среды растворов солей различных типов.
Исследовать растворы различных солей на протекание реакций гидролиза. Отработать навыки составления уравнений реакций гидролиза.
Отработать навыки экспериментальной работы, соблюдая правила техники безопасности при работе в кабинете химии.

Краткие теоретические сведения.

Распад электролитов на ионы при растворении в воде или расплавлении называется электролитической диссоциацией. Электролиты – вещества, проводящие электрический ток в растворенном или расплавленном состоянии. К электролитам относятся вещества, имеющие ионную связь: соли, основания, полярные молекулы кисло. Классификация электролитов приведена в таблице 1. Вещества, которые в растворенном или расплавленном состоянии не проводят электрического тока, называются неэлектролитами.

Таблица 1. Классификация электролитов

Степень электролитической диссоциации	Сила электролита	Примеры
α > 30%	сильные	кислоты	H2SO4, HNO3,HCl, HBr, HI
		основания	Меп+(OH)n Р., М. в воде
		соли	Р. в воде
3% < α < 30%	средние	кислоты	HF , H2SO3, Н3PO4
		основания	Fe(OH)3
α < 3%	слабые	кислоты	H2S, H2CO3, H2SiO3, СН3СООH
		основания	Меп+(OH)n Н. в воде и NH4OH
		соли	М. в воде

Гидролиз соли - взаимодействие ионов соли с водой, когда образуется слабый электролит [H+] = [OH-] - среда нейтральная, [H+] > [OH-] - среда кислая, [OH-] > [H+] - среда щелочная.

В зависимости от своего состава соли по-разному реагируют с водой, поэтому можно выделить 4 типа гидролиза солей, которые представлены в таблице 2.

Таблица 2. Типы гидролиза солей

1. Соль образована катионом слабого основания и анионом сильной кислоты.

(CuCl2, NH4Cl, Fe2(S04)3 — гидролиз по катиону)

CuCl2 Cu2+ + 2Сl-

Н2О  Н+ + ОН-

Cu2+ + 2Сl- + Н+ + ОН- CuОН+ + Н++ 2Сl-

Выводы: [ Н+] > [ОН-]  pH < 7  среда раствора кислая  окраска индикаторов изменяется

2. Соль образована катионом сильного основания и анионом слабой кислоты.

(К2С03, Na2S — гидролиз по аниону)

К2С03 2К+ + С032-

Н2О  Н+ + ОН-

2К+ + С032-+ Н+ + ОН -  НСО3- + 2К+ + ОН-

Выводы: [ Н+] < [ОН-]  pH > 7  среда раствора щелочная  окраска индикаторов изменяется

3. Соль образована катионом слабого основания и анионом слабой кислоты. ((NH4)2CO3, CH3COONH4, Na2CO3 — гидролиз по катиону и по аниону)

Fe2 (C03)3 2Fe 3+ + 3C032-

Н2О  Н+ + ОН-

2Fe 3+ + 3C032-+ Н+ + ОН- Fe (ОН)3+ C02 + Н2О идёт до конца
Выводы: Характер среды определяется относительной силой кислоты и основания.

4. Соль образована катионом сильного основания и анионом сильной кислоты. (гидролизу не подвергаются (NaCl, К2SО4, Ba(N03)2).

NaCl  Na+ + Сl-

Н2О  Н+ + ОН-

Na+ + Сl- + Н+ + ОН-  Na+ + Сl- + Н+ + ОН

Выводы: [ Н+] = [ОН-]  pH = 7  среда раствора нейтральная окраска индикаторов не изменяется

Приборы и реактивы:

- растворы солей: карбонат калия, карбонат натрия, нитрат калия, сульфат алюминия, сульфат железа (III), сульфат меди (II), хлорид железа (III), хлорид натрия, хлорид цинка;

- универсальная индикаторная бумажка, штатив с пробирками, предметные стёкла, пипетка, стеклянная палочка.

Порядок выполнения работы.

Опыт № 1. Испытание растворов солей индикатором. Гидролиз солей.

Ход работы: На полоску универсальной индикаторной бумаги нанести пипеткой по одной капли раствора каждой соли (из списка реактивов).

Оформление отчета: результаты наблюдений занести в таблицу №3.

Таблица 3. Определение среды растворов солей

Формула соли	Цвет индикатора	Какими основаниями и кислотами сильными () или слабыми () соль образована:
	Нейтральная	Кислая	Щелочная
1. К2СО3			синий	kt  основания и an  кислоты
2.Na2CO3
3. KNO3
4. Al2(SO4)3
5.Fe2(SO4)3
6.CuSO4
7.FeCl3
8.NaCl
9.ZnCl2

Задание. После заполнения таблицы составьте уравнения реакций гидролиза солей, растворы которых имели, кислую или щелочную среду раствора. С помощью уравнений реакций объясните происходящие реакции.

Опыт № 2. Получение соли карбоната алюминия и наблюдение за её гидролизом.

Ход работы: К 1 мл раствора соли алюминия прилейте 1 мл раствора карбоната натрия.

Оформление отчета: записать наблюдения и уравнение гидролиза в таблицу:

Условия проведения.	Наблюдения	Уравнения гидролиза. Вывод

Уравнение гидролиза:

Al2 (SO4)3 + 3Na2СО3→ Al2 (CO3)3+3Na2SО4

Al2 (CO3)3 2Al 3+ + 3CO32-

Н2О  ОН- + Н+

2Al 3+ + 3CO32-+ОН- + Н+  Al(ОН)3+ CO2 + Н2О идёт до конца

Опыт № 3. Экспериментальная задача.

Ход работы: В трёх, пронумерованных, пробирках находятся растворы солей: K2SO3, Al(NO3)3, NaCl. Определите, в какой пробирке находятся данные соли.

Алгоритм проведения опыта по определению веществ:

1. Дотронуться стеклянными палочками из пронумерованных пробирок до индикаторной бумага, записать цвет индикаторной бумага и сделать заключение о реакции среды раствора.

2. Записать уравнение гидролиза предложенных солей и сделать выводы (назовите среду раствора каждой соли).

3. Сопоставить формулы солей и цвет индикаторной бумаги.

Оформление отчета: записать наблюдения и уравнение гидролиза в таблицу:

Формулы солей	Цвет индикаторной бумаги	Уравнение гидролиза, среда раствора
1. K2SO3
2. Al(NO3)3
3. NaCl.