Ю.И.ПАХОМОВ

Cборник
практических работ
по химии

9 КЛАСС

Продолжение. См. № 34, 35/2003

Практическая работа 5.
Индикаторы (рН среды) и интервалы
их превращений. Гидролиз солей

Цели. Закрепить понятия о водородном показателе (рН) и индикаторах, характеризующих среду водных растворов, рассмотреть механизмы гидролиза ионов слабых электролитов.
Оборудование и реактивы. Шкала для определения рН от 1 до 10, санитарная склянка, спиртовка, спички. В пронумерованных склянках 1–3, 4–6, 7–9 – водные растворы кapбoнaтa нaтpия, сульфата мeди(II), нитрата калия (3 варианта); универсальный индикатор (бумага), растворы Na₂S и AlCl₃.
В дистиллированной воде при t = 22 °C [H⁺] = [OH^–], = 1,8•10^–9. В 1 л воды содержится 55,5 моль H₂O, поэтому молярная концентрация ионов [H⁺] = [OH^–] = 1,8•10^–9•55,5 = 10^–7 моль/л.
Ионное произведение воды K_В при 22 °С – постоянная величина:

рН = –lg [H⁺].

Гидролиз – процесс взаимодействия ионов соли с молекулами воды.
Соли, образованные сильным основанием и сильной кислотой, не гидролизуются. (Сильными основаниями и кислотами считают электролиты со степенью диссоциации > 0,3.) Если одно или оба исходных вещества (основание и кислота) – слабые электролиты, то соль гидролизуется.
Это можно представить схемой:

Чем слабее элeктpoлит, тем выше степень гидролиза.

Схема гидролиза катиона, которому соответствует слабое основание:

При ступенчатой диссоциации в первую очередь гидролизуются ионы по первой ступени:

Примеры записи реакций гидролиза:

Первая ступень гидролиза:

Вторая ступень гидролиза:

Al₂(SO₄)₃ + 4H₂O [Al(OH)₂]₂SO₄ + 2H₂SO₄.

Третья ступень гидролиза не протекает:

Задание. Почему в таблице растворимости веществ нет сведений о таких соединениях, как сульфид, сульфит, карбонат и силикат алюминия? Ответ обосновать на примере Al₂(CO₃)₃.

………………………………………………………………………………………....................………..

Практическая работа 6.
Решение экспериментальных задач
по теме
«Электролитическая диссоциация»

Цели. Обобщить материал по основным положениям теории электролитической диссоциации и генетической связи неорганических веществ.
Оборудование и реактивы. Спиртовка, спички, железный штатив с лапкой, держатель для пробирок, три штатива с химическими пробирками, Г-образная газоотводная трубка с пробкой, санитарная склянка; набор индикаторов, алюминий, цинк (гранул.), железо (гвоздь), медь (стружки), соляная кислота, H₂SO₄ (конц.), растворы H₂SO₄, HNO₃, NaOH, MgCl₂, K₂SO₄, K₃PO₄, ZnCl₂, CaCl₂, H₃PO₄, KI, FeCl₃, Na₂CO₃, AgNO₃, Na₂S, Pb(NO₃)₂, Na₂SO₃, CH₃COONa, Zn(NO₃)₂, K₂CO₃, CuSO₄, H₂S, Cl₂ (хлорная вода), BaCl₂.

Практическая работа 7.
Получение и свойства озона

Цели. Закрепить понятия об аллотропических видоизменениях кислорода, их получении и сравнительной окислительной активности.
Оборудование и реактивы. На демонстрационном столе: прибор для получения кислорода, спиртовка, спички, озонатор, газометр, склянка Тищенко, индукционная катушка; H₂O₂, MnO₂, H₂SO₄ (конц.), раствор индиго (лакмуса). На столах учащихся: cocyд с oxлaждaющeй смесью (вода или смесь хлорида натрия и льда), стеклянная палочка, Г-образная газоотводная трубка с пробкой, лакмусовая бумага, фильтровальная бумага, штатив с пробирками, санитарная склянка; пероксид бария BaO₂, H₂SO₄ (конц.), крахмальный клейстер, раствор йодида калия.
Для получения озона можно использовать нагревание 3 г персульфата аммония (NH₄)₂S₂О₈ с 15 мл концентрированной HNO₃ = 1,4 г/мл).
Можно ограничиться демонстрационными опытами.

Атомарный кислород

Молекулярный кислород

При нормальных условиях кислород – бесцветное газообразное вещество, без вкуса и запаха, плохо растворимое в воде. По значению электроотрицательности и окислительной активности уступает только фтору. Энергия связей равна 495 кДж/моль (в H–O–O–H – 210 кДж/моль). Молекула О₂ химически активна в обычных условиях.

Озон

Озон – бесцветное газообразное вещество с резким запахом свежести, в 1,5 раза тяжелее кислорода, лучше его растворим в воде и значительно активнее как окислитель, обесцвечивает красители вследствие распада по схеме:

Практическая работа 8.
Серная кислота

Цель. Закрепить знание свойств серной кислоты и ее окислительной активности в зависимости от концентрации раствора.
Оборудование и реактивы. Спиртовка, спички, газоотводная трубка-капилляр, держатель для пробирок, штатив с химическими пробирками, санитарная склянка; концентрированная H₂SО₄ (для демонстрационного опыта), дистиллированная вода, раствор H₂SO₄, набор индикаторов, оксид цинка, карбонат кальция, цинк (гранулы), медь (стружки), хлорид бария (раствор), оксид магния, едкий натр (раствор).

В молекуле серной кислоты H₂SО₄ cтепень окисления серы +6. Другие формы записи серной кислоты:

Серная кислота – бесцветная, тяжелая ( = 1,84 г/мл), нелетучая жидкость. Ассоциации между молекулами серной кислоты объясняются образованием между ними водородных связей:

Задание 1. Ответить на вопросы о серной кислоте.

Задание 2. Проверить опытным путем действие разбавленного раствора серной кислоты на предложенные для эксперимента вещества.

Задание 3. В растворы веществ MgSO₄, ZnSO₄ и Na₂SO₄, полученные в задании 2, и в раствор разбавлeннoй сepной кислоты помecтить по грануле цинка, а затем добавить несколько капель раствора хлорида бария.

Концентрированная серная кислота – сильный окислитель, способный при нагревании реагировать почти со всеми металлами и обугливать органические вещества, лишая их воды:

Задание 4. Наблюдать демонстрационный опыт обугливания концентрированной H₂SO₄ сахара и взаимодействие ее при нагревании с медными стружками. Последнее уравнение записать на основе электронного баланса в ионной форме.

……………………………………………………………………………................................………………….