Чем обусловлена кислая нейтральная щелочная среда раствора. Определение реакции среды растворов и их нейтрализация
Соли – это ионные соединения, при попадании в воду они диссоциируют на ионы. В водном растворе эти ионы ГИДРАТИРОВАНЫ – окружены молекулами воды.
Обнаружено, что водные растворы многих солей имеют не нейтральную среду, а либо слабокислую, либо щелочную.
Объяснение этого – взаимодействие ионов соли с водой. Этот процесс называется ГИДРОЛИЗОМ.
Катионы и анионы, образованные слабым основанием или слабой кислотой, взаимодействуют с водой, отрывая от нее Н или ОН.
Причина этого: образование БОЛЕЕ ПРОЧНОЙ связи, чем в самой воде.
По отношению к воде соли можно разделить на 4 группы:
1) Соль, образованная сильным основанием и сильной кислотой - НЕ ГИДРОЛИЗУЕТСЯ , в растворе только диссоциирует на ионы. Среда нейтральная. ПРИМЕР: Не гидролизуются соли – NaCl, KNO3, RbBr, Cs2SO4, KClO3, и т. п. В растворе эти соли только диссоциируют: Cs2SO4 à 2 Cs++SO42 - | 2) Соль, образованная сильным основанием и слабой кислотой - гидролиз ПО АНИОНУ . Анион слабой кислоты отрывает от воды ионы водорода , связывает их. В растворе образуется избыток ионов ОН - - среда щелочная. ПРИМЕР: Гидролизу по аниону подвергаются соли - Na2S, KF, K3PO4 , Na2CO3, Cs2SO3, KCN, KClO, и кислые соли этих кислот. K 3 PO 4 – соль, образованная слабой кислотой и сильным основанием. Гидролизуется фосфат-анион. PO 4 3- + НОН ⇄ НРО42-+ОН- K 3 PO 4 + Н2О ⇄ К2НРО4 + КОН (это первая ступень гидролиза, остальные 2 идут в очень малой степени) |
3) Соль, образованная слабым основанием и сильной кислотой - гидролиз ПО КАТИОНУ . Катион слабого основания отрывает от воды ион ОН-, связывает его. В растворе остаётся избыток ионов H+ - среда кислая. ПРИМЕР: Гидролизу по катиону подвергаются соли - CuCl2, NH4Cl, Al(NO3)3, Cr2(SO4)3 . Cu SO 4 – соль, образованная слабым основанием и сильной кислотой. Гидролизуется катион меди: Cu +2 + НОН ⇄ CuOH + + H + 2 CuSO 4 +2 H 2 O ⇄ (CuOH )2 SO 4 + H 2 SO 4 | 4) Соль, образованная слабым основанием и слабой кислотой - гидролиз И ПО КАТИОНУ И ПО АНИОНУ. Если какие-либо из продуктов выделяются в виде осадка или газа, то гидролиз необратимый , если оба продукта гидролиза остаются в растворе - гидролиз обратимый. ПРИМЕР: Гидролизуются соли – · Al2S3,Cr2S3(необратимо): Al2S3 + H2O à Al(OH)3 ¯ + H2S · NH4F, CH3COONH4(обратимо) NH4F + H 2 O ⇄ NH4OH + HF |
Взаимный гидролиз двух солей.
Он происходит при попытке получить с помощью обменной реакции солей, которые в водном растворе полностью гидролизованы. При этом происходит взаимный гидролиз – т. е. катион металла связывает ОН-группы, а анион кислоты – Н+
1) Соли металлов со степенью окисления +3 и соли летучих кислот (карбонаты, сульфиды, сульфиты) – при их взаимном гидролизе образуется осадок гидроксида и газ:
2AlCl3 + 3K2S + 6H2O à 2Al(OH)3¯ + 3H2S + 6KCl
(Fe3+, Cr3+) (SO32-, CO32-) (SO2, CO2)
2) Соли металлов со степенью окисления +2 (кроме кальция, стронция и бария) и растворимые карбонаты также вместе гидролизуются, но при этом образуется осадок ОСНОВНОГО КАРБОНАТА металла:
2 CuCl2 + 2Na2CO3 + H2O à (CuOH)2CO3 + CO2 + 4 NaCl
(все 2+, кроме Са, Sr, Ba)
Характеристика процесса гидролиза:
1) Процесс гидролиза является обратимым , протекает не до конца, а только до момента РАВНОВЕСИЯ;
2) Процесс гидролиза – обратный для реакции НЕЙТРАЛИЗАЦИИ, следовательно, гидролиз - эндотермический процесс (протекает с поглощением теплоты).
KF + H2O ⇄ HF + KOH – Q
Какие факторы усиливают гидролиз?
1. Нагревание – при увеличении температуры равновесие смещается в сторону ЭНДОТЕРМИЧЕСКОЙ реакции – гидролиз усиливается;
2. Добавление воды – т. к. вода является исходным веществом в реакции гидролиза, то разбавление раствора усиливает гидролиз.
Как подавить (ослабить) процесс гидролиза?
Часто необходимо не допустить гидролиза. Для этого:
1. Раствор делают максимально концентрированным (уменьшают количество воды);
2. Для смещения равновесия влево добавляют один из продуктов гидролиза – кислоту , если идёт гидролиз по катиону или щёлочь, если идёт гидролиз по аниону.
Пример: как подавить гидролиз хлорида алюминия ?
Хлорид алюминия AlCl 3 – это соль, образованная слабым основанием и сильной кислотой – гидролизуется по катиону:
Al +3 + HOH ⇄ AlOH +2 + H +
Среда – кислая. Следовательно, для подавления гидролиза необходимо добавить еще кислоты. Кроме того, следует сделать раствор наиболее концентрированным.
Для того, чтобы понять, что такое гидролиз солей, вспомним для начала, как диссоциируют кислоты и щелочи.
Общим между всеми кислотами является то, что при их диссоциации обязательно образуются катионы водорода (Н +), при диссоциации же всех щелочей всегда образуются гидроксид-ионы (ОН −).
В связи с этим, если в растворе, по тем или иным причинам, больше ионов Н + говорят, что раствор имеет кислую реакцию среды, если ОН − — щелочную реакцию среды.
Если с кислотами и щелочами все понятно, то какая же реакция среды будет в растворах солей?
На первый взгляд, она всегда должна быть нейтральной. И правда же, откуда, например, в растворе сульфида натрия взяться избытку катионов водорода или гидроксид-ионов. Сам сульфид натрия при диссоциации не образует ионов ни одного, ни другого типа:
Na 2 S = 2Na + + S 2-
Тем не менее, если бы перед вами оказались, к примеру, водные растворы сульфида натрия, хлорида натрия, нитрата цинка и электронный pH-метр (цифровой прибор для определения кислотности среды) вы бы обнаружили необычное явление. Прибор показал бы вам, что рН раствора сульфида натрия больше 7, т.е. в нем явный избыток гидроксид-ионов. Среда раствора хлорида натрия оказалась бы нейтральной (pH = 7), а раствора Zn(NO 3) 2 кислой.
Единственное, что соответствует нашим ожиданиям – это среда раствора хлорида натрия. Она оказалась нейтральной, как и предполагалось.
Но откуда же взялся избыток гидроксид-ионов в растворе сульфида натрия, и катионов-водорода в растворе нитрата цинка?
Попробуем разобраться. Для этого нам нужно усвоить следующие теоретические моменты.
Любую соль можно представить как продукт взаимодействия кислоты и основания. Кислоты и основания делятся на сильные и слабые. Напомним, что сильными называют те кислоты, и основания, степень диссоциации, которых близка к 100%.
примечание: сернистую (H 2 SO 3) и фосфорную (H 3 PO 4) чаще относят к кислотам средней силы, но при рассмотрении заданий по гидролизу нужно относить их к слабым.
Кислотные остатки слабых кислот, способны обратимо взаимодействовать с молекулами воды, отрывая от них катионы водорода H + . Например, сульфид-ион, являясь кислотным остатком слабой сероводородной кислоты, взаимодействует с ней следующим образом:
S 2- + H 2 O ↔ HS − + OH −
HS − + H 2 O ↔ H 2 S + OH −
Как можно видеть, в результате такого взаимодействия образуется избыток гидроксид-ионов, отвечающий за щелочную реакцию среды. То есть кислотные остатки слабых кислот увеличивают щелочность среды. В случае растворов солей содержащих такие кислотные остатки говорят, что для них наблюдается гидролиз по аниону .
Кислотные остатки сильных кислот, в отличие от слабых, с водой не взаимодействуют. То есть они не оказывают влияния на pH водного раствора. Например, хлорид-ион, являясь кислотным остатком сильной соляной кислоты, с водой не реагирует:
То есть, хлорид-ионы, не влияют на pН раствора.
Из катионов металлов, так же с водой способны взаимодействовать только те, которым соответствуют слабые основания. Например, катион Zn 2+ , которому соответствует слабое основание гидроксид цинка. В водных растворах солей цинка протекают процессы:
Zn 2+ + H 2 O ↔ Zn(OH) + + H +
Zn(OH) + + H 2 O ↔ Zn(OH) + + H +
Как можно видеть из уравнений выше, в результате взаимодействия катионов цинка с водой, в растворе накапливаются катионы водорода, повышающие кислотность среды, то есть понижающие pH. Если в состав соли, входят катионы, которым соответствуют слабые основания, в этом случае говорят что соль гидролизуется по катиону .
Катионы металлов, которым соответствуют сильные основания, с водой не взаимодействуют. Например, катиону Na + соответствует сильное основание – гидроксид натрия. Поэтому ионы натрия с водой не реагируют и никак не влияют на pH раствора.
Таким образом, исходя из вышесказанного соли можно разделить на 4 типа, а именно, образованные:
1) сильным основанием и сильной кислотой,
Такие соли не содержат ни кислотных остатков, ни катионов металлов, взаимодействующих с водой, т.е. способных повлиять на pH водного раствора. Растворы таких солей имеют нейтральную реакцию среды. Про такие соли говорят, что они не подвергаются гидролизу .
Примеры: Ba(NO 3) 2 , KCl, Li 2 SO 4 и т.д.
2) сильным основанием и слабой кислотой
В растворах таких солей, с водой реагируют только кислотные остатки. Среда водных растворов таких солей щелочная, в отношении солей такого типа говорят, что они гидролизуются по аниону
Примеры: NaF, K 2 CO 3 , Li 2 S и т.д.
3) слабым основанием и сильной кислотой
У таких солей с водой реагируют катионы, а кислотные остатки не реагируют – гидролиз соли по катиону , среда кислая.
Примеры: Zn(NO 3) 2 , Fe 2 (SO 4) 3 , CuSO 4 и т.д.
4) слабым основанием и слабой кислотой.
С водой реагируют как катионы, так и анионы кислотных остатков. Гидролиз солей такого рода идет и по катиону, и по аниону или же. Также говорят про такие соли, что они подвергаются необратимому гидролизу .
Что же значит то, что они необратимо гидролизуются?
Поскольку в данном случае с водой реагируют и катионы металла (или NH 4 +) и анионы кислотного остатка, в раcтворе одновременно возникают и ионы H + , и ионы OH − , которые образуют крайне малодиссоциирующее вещество – воду (H 2 O).
Это, в свою очередь, приводит к тому, что соли образованные кислотными остатками слабых оснований и слабых кислот не могут быть получены обменными реакциями, а только твердофазным синтезом, либо и вовсе не могут быть получены. Например, при смешении раствора нитрата алюминия с раствором сульфида натрия, вместо ожидаемой реакции:
2Al(NO 3) 3 + 3Na 2 S = Al 2 S 3 + 6NaNO 3 (− так реакция не протекает!)
Наблюдается следующая реакция:
2Al(NO 3) 3 + 3Na 2 S + 6H 2 O= 2Al(OH) 3 ↓+ 3H 2 S + 6NaNO 3
Тем не менее, сульфид алюминия без проблем может быть получен сплавлением порошка алюминия с серой:
2Al + 3S = Al 2 S 3
При внесении сульфида алюминия в воду, он также как и при попытке его получения в водном растворе, подвергается необратимому гидролизу.
Al 2 S 3 + 6H 2 O = 2Al(OH) 3 ↓ + 3H 2 S
Гидролиз – это взаимодействие веществ с водой, в результате которого изменяется среда раствора.
Катионы и анионы слабых электролитов способны взаимодействовать с водой с образованием устойчивых малодиссоциируемых соединений или ионов, в результате чего меняется среда раствора. Формулы воды в уравнениях гидролиза обычно записывают в виде Н‑ОН. При реакции с водой катионы слабых оснований отнимают от воды гидроксил ион, и в растворе образуется избыток Н + . Среда раствора становится кислотной. Анионы слабых кислот притягивают из воды Н + , и реакция среды становится щелочной.
В неорганической химии чаще всего приходится иметь дело с гидролизом солей, т.е. с обменным взаимодействием ионов соли с молекулами воды в процессе их растворения. Различают 4 варианта гидролиза.
1. Соль образована сильным основанием и сильной кислотой.
Такая соль гидролизу практически не подвергается. При этом равновесие диссоциации воды в присутствии ионов соли почти не нарушается, поэтому рН=7, среда нейтральная.
Na + + H 2 O Cl ‑ + H 2 O
2. Если соль образована катионом сильного основания и анионом слабой кислоты, то происходит гидролиз по аниону.
Na 2 CO 3 + HOH NaHCO 3 + NaOH
Так как в растворе накапливаются ионы ОН ‑ , то среда – щелочная, рН>7.
3. Если соль образована катионом слабого основания и анионом сильной кислоты, то гидролиз идет по катиону.
Cu 2+ + HOH CuOH + + H +
СuCl 2 + HOH CuOHCl + HCl
Так как в растворе накапливаются ионы Н + , то среда кислая, рН<7.
4. Соль, образованная катионом слабого основания и анионом слабой кислоты, подвергается гидролизу и по катиону и по аниону.
CH 3 COONH 4 + HOH NH 4 OH + CH 3 COOH
CH 3 COO ‑
+
+ HOH
NH 4 OH
+ CH 3 COOH
Растворы таких солей имеют или слабокислую, или слабощелочную среду, т.е. величина рН близка к 7. Реакция среды зависит от соотношения констант диссоциации кислоты и основания. Гидролиз солей, образованных очень слабыми кислотой и основанием, является практически необратимым. Это, в основном, сульфиды и карбонаты алюминия, хрома, железа.
Al 2 S 3 + 3HOH 2Al(OH) 3 + 3H 2 S
При определении среды раствора солей необходимо учитывать, что среда раствора определяется сильным компонентом. Если соль образована кислотой, являющейся сильным электролитом, то среда раствора кислая. Если основание сильный электролит, то – щелочная.
Пример. Щелочную среду имеет раствор
1) Pb(NO 3) 2 ; 2) Na 2 CO 3 ; 3) NaCl; 4) NaNO 3
1) Pb(NO 3) 2 нитрат свинца(II). Соль образована слабым основанием и сильной кислотой , значит среда раствора кислая.
2) Na 2 CO 3 карбонат натрия. Соль образована сильным основанием и слабой кислотой, значит среда раствора щелочная.
3) NaCl; 4) NaNO 3 Соли образованы сильным основанием NaOH и сильными кислотами HCl и HNO 3 . Среда раствора нейтральная.
Правильный ответ 2) Na 2 CO 3
В растворы солей опустили индикаторную бумажку. В растворах NaCl и NaNO 3 она не изменила цвет, значит среда раствора нейтральная . В растворе Pb(NO 3) 2 окрасилась в красный цвет, среда раствора кислая. В растворе Na 2 СO 3 окрасилась в синий цвет, среда раствора щелочная.
Задачник по общей и неорганической химии
7. Водные растворы протолитов. 7.1. Вода. Нейтральная, кислая и щелочная среда. Сильные протолиты
Смотрите задания >>>Теоретическая часть
Современной теорией кислот и оснований является протонная теория Бренстеда – Лаури , которая объясняет проявление веществами кислотной или основной функции тем, что они вступают в реакции протолиза – реакции обмена протонами (катионами водорода) Н + :
НА+Е А - +НЕ +
кислотаоснованиеоснование кислота
Согласно этой теории кислота – это протонсодержащее вещество НА, являющееся донором своего протона; основание – вещество Е, акцептирующее протон, отданный кислотой. В общем случае реагент – кислота НА и реагент – основание Е, а также продукт – основание А - и продукт – кислота НЕ + конкурируют между собой за обладание протоном, что приводит обратимую кислотно-основную реакцию к состоянию протолитического равновесия . Поэтому в системе присутствуют четыре вещества, составляющие две сопряженные пары «кислота – основание»: НА / А - и НЕ + /Е. Вещества, проявляющие кислотные или оснóвные свойства, называют протолитами .
7.1. Вода. Нейтральная, кислая и щелочная среда. Сильные протолиты
Наиболее распространенный на Земле жидкий растворитель – вода. Помимо молекул Н 2 О, в чистой воде содержатся гидроксид-ионы ОН - и катионы оксония Н 3 О + вследствие протекающей реакции автопротолиза воды:
Н 2 O + H 2 O OH − + Н 3 O
кислота основание основание кислота
Количественной характеристикой автопротолиза воды является ионное произведение воды:
K В = [Н 3 О + ][ ОН – ] = 1 . 10 –14 (25 ° С)
Следовательно, в чистой воде
[Н 3 О + ] = [ОН – ] =1 . 10 –7 моль/л (25 ° С)
Содержание катионов оксония и гидроксид-ионов выражают также через водородный показатель pH и гидроксильный показатель pOH :
pH = -lg ,pOH = -lg [ OH – ]
В чистой воде при 25 ° С pH = 7, pOH = 7, pH + pOH = 14.
В разбавленных (менее 0,1 моль/л) водных растворах веществ значение pH может быть равно, больше или меньше pH чистой воды. При pH = 7 среду водного раствора называют нейтральной, при pH < 7 – кислотной, при pH > 7 – щелочной. Значительное увеличение концентрации ио нов H 3 O + в воде (создание кислотной среды) достигается при необратимой реакции протолиза таких веществ, как хлороводород , хлорная и серная кислоты:
HCl +H 2 O=Cl – +H 3 O + ,pH < 7
HClO 4 + H 2 O=ClO 4 – +H 3 O + ,pH < 7
H 2 SO 4 + 2H 2 O=SO 4 2– +2H 3 O + ,pH < 7
Ионы Cl – , ClO 4 – , SO 4 2– , сопряженные с этими кислотами, основными свойствами в воде не обладают. Аналогичным образом ведут себя в водном растворе некоторые гидроанионы , например гидросульфат-ион:
HSO 4 – + H 2 O=SO 4 2– +H 3 O + ,pH < 7
В связи с необратимостью реакций протолиза , сам ион H 3 O + , вещества HCl , HClO 4 и H 2 SO 4 , подобные им по протолитическим свойствам HClO 3 , HBr , HBrO 3 , HI , HIO 3 , HNO 3 , HNCS , H 2 SeO 4 , HMnO 4 , ионы HSO 4 – , HSeO 4 – и некоторые другие в водном растворе считаются сильными кислотами . В разбавленном растворе сильной кислоты НА (т.е. при с НА менее 1 моль /л) концентрация катионов оксония и рН связаны с аналитической (по приготовлению) молярной концентрацией с НА следующим образом:
[ H 3 O + ] = с НА , pH = - lg [ H 3 O + ] = - lg с НА
Пример 1 . Определите водородный показатель рН в 0,006М растворе серной кислоты при 25 ° С.
Решение
рН = ? с B = 0,006 моль/л 2 с B |
H 2 SO 4 + 2H 2 O = SO 4 2– + 2H 3 O + , pH<7 pH = –lg = –lg (2 с B ) = –lg (2 ´ 0,006) = 1, 9 2 |
Ответ : 0,006М раствор H 2 SO 4 имеет рН 1, 9 2 |
Значительное увеличение концентрации ионов ОН - в воде (создание щелочной среды) достигается растворением и полной электролитической диссоциацией таких веществ, как гидроксиды калия и бария, называемых щелочами :
KOH = K + + ОН – ; Ва (ОН) 2 + 2ОН – , рН >7
Вещества КОН, Ва (ОН) 2 , NaOH и подобные им основные гидроксиды в твердом состоянии являются ионными кристаллами; при их электролитической диссоциации в водном растворе образуются ионы ОН – (это сильное основание) , а также ионы K + , Ва 2+ , Na + и др., которые кислотными свойствами в воде не обладают. При данной аналитической концентрации щелочи МОН в разбавленном растворе (с B менее 0,1 моль/л) имеем:
[ОН – ] = с M OH ; pH = 14 – рОН = 14 + lg [ОН – ] = 14 + lg с MOH
Пример 2 . Определите рН в 0,012М растворе гидроксида бария при 25 ° С.
рН = ? с B = 0,012 моль/л [ОН – ] = 2с B |
Ва (ОН) 2 = Ва 2+ + 2ОН – , pH >7 pH = 14 – pOH = 14 + lg [ОН – ] = 14 + lg (2с в) = 14+ lg (2 . 0,012)=12,38 |
|
Урок, проводимый с использованием тетради для практических работ И.И.Новошинского, Н.С.Новошинской к учебнику Химия 8 класс в МОУ “СОШ №11” г. Северодвинска Архангельской области учителем химии О.А.Олькиной в 8 классах (на параллели).
Цель урока: Формирование, закрепление и контроль умений учащихся определять реакцию среды растворов с помощью различных индикаторов, в том числе природных, используя тетрадь для практических работ И.И.Новошинского, Н.С.Новошинской к учебнику Химия 8 класс.
Задачи урока:
- Образовательные. Закрепить следующие понятия индикаторы, реакция среды (типы) , pH, фильтрат, фильтрование на основе выполнения заданий практической работы. Проверить знания учащихся, которые отражают зависимость “ раствор вещества (формула) – значение pH (числовое значение) – реакция среды”. Рассказать учащимся о способах снижения кислотности почв Архангельской области.
- Развивающие. Способствовать развитию логического мышления учащихся на основании анализа результатов, полученные в ходе практической работы, их обобщения, а также умения делать вывод. Подтвердить правило: практика доказывает теорию или опровергает ее. Продолжить формирование эстетических качеств личность учащихся на основе разнообразного спектра представленных растворов, а также поддержать интерес ребят к изучаемому предмету “Химия”.
- Воспитывающие. Продолжить формировать умения учащихся выполнять задания практической работы, придерживаясь, правил по охране труда и технике безопасности, в том числе правильно выполнять процессы фильтрования, нагревания.
Практическая работа № 6 “Определение pH среды”.
Цель для учащихся: Научится определять реакцию среды растворов разных объектов (кислот, щелочей, солей, почвенного раствора, некоторых растворов и соков), а также изучить растительные объекты как природные индикаторы.
Оборудование и реактивы: штатив с пробирками, пробка, стеклянная палочка, штатив с кольцом, фильтровальная бумага, ножницы, химическая воронка, стаканы, фарфоровая ступка с пестиком, мелкая терка, чистый песок, универсальная индикаторная бумага, испытуемый раствор, почва, кипяченая вода, плоды, ягоды и другой растительный материал, раствор гидроксида натрия и серной кислоты, хлорида натрия.
Ход урока
Ребята! Мы с вами уже познакомились с такими понятиями как реакция среды водных растворов, а также индикаторы.
Какие типы реакции среды водных растворов вы знаете?
- нейтральная, щелочная и кислотная.
Что такое индикаторы?
- вещества, с помощью которых можно определить реакцию среды.
Какие индикаторы вам известны?
- в растворах: фенолфталеин, лакмус, метиловый оранжевый.
- сухие: универсальная индикаторная бумага, лакмусовая бумага, метилоранжевая бумага
Какими способами можно определить реакцию среды водных растворов?
- влажным и сухим.
Что такое pH среды?
- водородный показатель ионов водорода в растворе(pH=– lg )
Давайте вспомним, какой ученый ввел понятие pH среды?
- Датский химик Сёренсен.
Молодцы!!! Теперь откройте тетрадь для практических работ на с.21 и прочитайте задание №1 .
Задание №1.Определите pH раствора при помощи универсального индикатора.
Вспомним правила при работе с кислотами и щелочами!
Выполните опыт из задания №1.
Сделайте вывод. Таким образом, если раствор имеет pH = 7 среда нейтральная, при pH < 7 среда кислотная, при pH > 7 среда щелочная.
Задание №2.Получите почвенный раствор и определите его pH при помощи универсального индикатора.
Прочитайте задание на с.21-с.22, выполните задание по плану, результаты занесите в таблицу.
Вспомним правилами безопасности при работе с нагревательными приборами (спиртовкой).
Что такое фильтрование?
- процесс разделение смеси, который основан на различной пропускной способности пористого материала – фильтрата по отношению к составляющим смесь частицам.
Что такое фильтрат?
- это прозрачный раствор, получаемый после фильтрования.
Результаты оформите в виде таблицы.
Какая реакция среды почвенного раствора?
- Кислая
Что необходимо сделать, чтобы повысить качество почвы в нашем регионе?
- CaCO 3 + H 2 O+CO 2 = Ca(HCO 3) 2
Внесение удобрений, которые имеют щелочную реакцию среды: молотый известняк и других карбонатных минералов: мела, доломита. В Пинежском районе Архангельской области есть залежи такого минерала, как известняк, вблизи карстовых пещер, поэтому он доступен.
Сделайте вывод. Реакция среды полученного почвенного раствора pH=4,слабокислая, следовательно, для повышения качества почвы необходимо известкование.
Задание №3. Определите pH некоторых растворов и соков при помощи универсального индикатора.
Прочитайте задание на с.22, выполните задание по алгоритму, результаты занесите в таблицу.
Источник сока |
Источник сока |
||
Картофель |
Силикатный клей |
||
Капуста свежая |
Столовый уксус |
||
Капуста квашеная |
Раствор питьевой соды |
||
Апельсин |
|||
Свекла свежая |
|||
Свекла вареная |
Сделайте вывод. Таким образом, разные натуральные объекты имеют разные значения pH: pH 1?7– среда кислотная (лимон, клюква, апельсин, помидор, свекла, киви, яблоко, банан, чай, картофель, капуста квашеная, кофе, силикатный клей).
pH 7?14среда щелочная(капуста свежая, раствор питьевой соды).
pH = 7 среда нейтральная(хурма, огурец, молоко).
Задание №4. Изучите растительные индикаторы.
Какие растительные объекты могут выступать в качестве индикаторов?
- ягоды: соки, лепестки цветов: вытяжки, соки овощей: корнеплодов, листьев.
- вещества, которые могут изменять окраску раствора в разных средах.
Прочитайте задание на с.23 и выполните его по плану.
Результаты оформите в таблицу.
Растительный материал (природные индикаторы) |
Цвет раствора природного индикатора |
||
Кислотная среда |
Естественный цвет раствора (нейтральная среда) |
Щелочная среда |
|
Клюква (сок) |
фиолетовый |
||
Клубника (сок) |
оранжевый |
персиково – розовый |
|
Черника (сок) |
красно-фиолетовый |
сине – фиолетовый |
|
Черная смородина (сок) |
красно-фиолетовый |
сине – фиолетовый |
Сделайте вывод. Таким образом, в зависимости от pH среды природные индикаторы: клюква (сок), клубника (сок), черника (сок), черная смородина (сок) приобретают следующие цвета: в кислой среде – красный и оранжевый цвет, в нейтральной – красный, персиково – розовый и фиолетовый цвета, в щелочной среде от розового через сине – фиолетовый до фиолетового цвета.
Следовательно, по интенсивности окраски природного индикатора можно судить по реакции среды того или иного раствора.
По окончании работы приведите в порядок рабочее место.
Ребята! Сегодня был очень необычный урок! Вам понравился?! Можно ли использовать сведения, полученные на данном уроке в повседневной жизни?
Сейчас выполните задание, которое приведено в ваших тетрадях для практических работ.
Задание для контроля. Распределите вещества, формулы которых приведены ниже, по группам в зависимости от pH их растворов: HCl, H 2 O, H 2 SO 4 , Ca (OH) 2 , NaCl, NaOH, KNO 3 , H 3 PO 4 , KOH.
pH 17– среда (кислотная) ,имеют растворы (HCl,H 3 PO 4 ,H 2 SO 4) .
pH 714 среда(щелочная), имеют растворы (Ca(OH) 2 , KOH, NaOH).
pH = 7 среда (нейтральная), имеют растворы (NaCl, H 2 O,KNO 3).
Оценка за работу_______________