Опыт 1. Реакция среды в растворах солей

В пять пробирок налить по 3-4 мл растворов следующих солей: ацетата натрия, хлорида аммония, карбоната натрия, карбоната аммония, хлорида калия. Определить рН среды каждого раствора универсальным индикатором.

Какие из исследуемых солей подвергаются гидролизу?

Написать ионные и молекулярные уравнения реакций гидролиза и указать вид гидролиза каждой соли (простой или ступенчатый). В случае ступенчатого гидролиза написать уравнения реакции только для первой ступени.

Опыт 2. Совместный гидролиз двух солей

В две пробирки внести по 6-8 капель раствора хлорида алюминия. В одну пробирку добавить такой же объем раствора сульфида аммония, в другую - раствора карбоната натрия. Отметить выделение сероводорода в одной пробирке по запаху и пузырькам оксида углерода (IV) во второй. В обоих случаях в осадок выпадает гидроксид алюминия.

Написать молекулярные и ионные уравнения реакции, которые привели к образованию гидроксида алюминия. Почему не образовался сульфид и карбонат алюминия?

Опыт 3. Влияние температуры на степень гидролиза солей

Налить в пробирку 1/2 ее объема дистиллированной воды и внести в нее 2-3 микрошпателя ацетата натрия. Написать ионное уравнение реакции гидролиза этой соли. Какую величину рН имеет раствор ацетата натрия?

Добавить в пробирку с раствором соли 1 каплю раствора фенолфталеина. Опустить пробирку в водяную баню, нагретую до кипения. Какой вывод об изменении концентрации ионов ОН^- в растворе можно сделать учитывая, что у фенолфталеина при рН>9 окраска изменяется от бесцветной до пурпурной? В каком направлении смещается равновесие гидролиза? Сделать вывод о влиянии температуры на степень гидролиза солей. Указать причины этого

влияния.

Опыт 4. Влияние разбавления раствора на гидролиз солей

В пробирку внести по 2-3 капли раствора хлорида сурьмы (III) и постепенно по каплям добавлять воду до выделения белого осадка хлорида оксосурьмы (III) SbOCI. Этот осадок образуется на второй ступени гидролиза из Sb(OH)₂CI путем отщепления воды.

Написать ионные уравнения первой и второй ступеней гидролиза хлорида сурьмы и общее уравнение ее гидролиза. Написать формулу для вычисления константы гидролиза хлорида сурьмы для первой ступени. Показать при помощи этой константы, как влияет разбавление на степень гидролиза этой соли. Добавлением какого реактива можно уменьшить степень гидролиза хлорида сурьмы (III)? Проверить это заключение опытом. Сделать общий вывод о влиянии разведения на степень гидролиза соли.

Опыт 5. Растворение цинка в продукте гидролиза хлорида

Цинка (II)

В раствор хлорида цинка (II) опустите кусочек цинка и нагрейте. Объясните выделение водорода. Напишите уравнения происходящих реакций.

КОНТРОЛЬНЫЕ ВОПРОСЫ

1 Что называется гидролизом солей?

2 Какие соли подвергаются гидролизу? Обосновать.

3 Когда гидролиз солей происходит ступенчато? Привести примеры.

4 Что представляет собой степень гидролиза? От чего она зависит?

5 В каких случаях происходит смещение равновесия гидролиза?

6 Когда достигается максимальная степень гидролиза?

ОКИСЛИТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫЕ

РЕАКЦИИ

Во многих химических реакциях происходит перемещение электронов от одних частиц к другим. Такие реакции называют окислительно-восстановительными.

Для характеристики состояния элементов в соединениях введено понятие степени окисления. Число электронов, смещенных от атома данного элемента или к атому данного элемента в соединении, называют степенью окисления. Положительная степень окисления обозначает число электронов, которые смещаются от данного атома, а отрицательная степень окисления – число электронов, которые смещаются к данному атому. Из этого определения следует, что в соединениях с неполярными связями степень окисления элементов равна нулю. Примерами таких соединений служат молекулы, состоящие из одинаковых атомов (N₂, H2, CI₂)

Большинство элементов могут проявлять разную степень окисления в соединениях. При определении их степени окисления пользуются правилом, согласно которому сумма степеней окисления элементов в электронейтральных молекулах равна нулю, а в сложных ионах – заряду этих ионов.

Любая окислительно восстановительная реакция состоит из процессов окисления и восстановления. Окисление – это отдача электронов веществом, т.е. повышение степени окисления элемента. В качестве примера рассмотрим реакцию окисления цинка: Zn⁰ – 2e^- = Zn²⁺ . Как видно, степень окисления цинка повышается от 0 до +2. Вещества, отдающие свои электроны в процессе реакции, называют восстановителями.

Восстановление – это смещение электронов к веществу или понижение степени окисления элемента. Например реакция восстановления иона Н⁺

2Н⁺ + 2е^- = Н₂⁰

Вещество, принимающее электроны, называется окислителем. В данной реакции окислителем будет ион Н⁺. В результате реакции степень окисления элемента понижается. Поэтому можно сказать, что вещество из окисленной формы превращается в восстановительную.

Раздельное протекание реакций окисления и восстановления происходит лишь в электрохимических процессах. В химических окислительно-восстановительных реакциях окисление и восстановление взаимосвязаны.

Реакции, в которых окислители и восстановители представляют собой различные вещества, называют межмолекулярными:

	0 0 +4 -2

 

С + О₂ = СО₂.

В некоторых реакциях окислителями и восстановителями могут быть атомы одной и той же молекулы. Такие реакции называют внутримолекулярными.

Обычно это реакции разложения веществ, например:

	-2 +1 0 0

N₂Н₄ = N₂ + 2Н₂.

В данной реакции степень окисления азота увеличивается (окисление), а степень окисления водорода уменьшается (восстановление). Разновидностью окислительно-восстановительных реакций является диспропорционирование (самоокисление – самовосстановление), при котором происходит окисление и восстановление атомов или ионов одного и того же элемента, например:

	+6 +7 +4

3Н₂МnО₄ = 2НМnО₄ + МnО₂ + 2Н₂О.

 

В окислительно-восстановительных реакциях наряду с окислителями и восстановителями могут участвовать ионы или молекулы среды. Например, в реакции окисления сульфита калия перманганатом калия участвует серная кислота:

	+4 +7 +6 +2

 

2К₂SО₃ +2КМnО₄ + 3Н₂SО₄ = 6К₂SО₄ + 2МnSО₄ +3Н₂О.

 

 

ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА