Водний розчин якоїсь солі має кисле середовище. Гідроліз солей

Лекція: Гідроліз солей. Середовище водних розчинів: кисле, нейтральне, лужне

Гідроліз солей

Ми продовжуємо вивчати закономірності перебігу хімічних реакцій. При вивченні теми ви дізналися, що при електролітичній дисоціації у водному розчині частинки, що беруть участь у реакції речовин, розчиняються у воді. Це гідроліз. Йому піддаються різні неорганічні та органічні речовини, зокрема, солі. Без розуміння процесу гідролізу солей, ви не зможете пояснити явища, що відбуваються в живих організмах.

Сутність гідролізу солей зводиться до обмінного процесу взаємодії іонів (катіонів та аніонів) солі з молекулами води. У результаті утворюється слабкий електроліт – малодисоціююча сполука. У водному розчині з'являється надлишок вільних іонів Н + або ОН - . Згадайте, дисоціація яких електролітів утворює іони Н + , а яких ОН - . Як ви здогадалися, у першому випадку ми маємо справу з кислотою, отже водне середовище з іонами Н+ буде кислим. У другому випадку, лужний. У самій воді середовище нейтральне, оскільки воно незначно дисоціюється на однакові за концентрацією іони Н+ та ОН-.

Характер середовища можна визначити за допомогою індикаторів. Фенолфталеїн виявляє лужне середовище та забарвлює розчин у малиновий колір. Лакмус під дією кислоти стає червоним, а під дією лугу залишається синім. Метилоранж - помаранчевий, у лужному середовищі стає жовтим, у кислому середовищі – рожевим. Тип гідролізу залежить від типу солі.

Типи солей

Отже, будь-яку сіль являє собою взаємодію кислоти і основи, які, як ви зрозуміли, бувають сильними і слабкими. Сильні – це ті, чий ступінь дисоціації близький до 100%. Слід запам'ятати, що сірчисту (H2SO3) і фосфорну (H3PO4) кислоту частіше відносять до кислот середньої сили. При вирішенні завдань гідролізу, дані кислоти необхідно відносити до слабких.

Кислоти:

Сильні: HCl; HBr; Hl; HNO 3; HClO 4; H 2 SO 4 . Їхні кислотні залишки з водою не взаємодіють.

Слабкі: HF; H 2 CO 3; H 2 SiO 3; H 2 S; HNO 2; H 2 SO 3; H 3 PO 4; органічні кислоти. Їх кислотні залишки взаємодіють із водою, забираючи в її молекул катіони водню H+.

Підстави:

Сильні: розчинні гідроксиди металів; Ca(OH) 2 ; Sr(OH) 2 . Їхні катіони металів з водою не взаємодіють.

Слабкі: нерозчинні гідроксиди металів; гідроксид амонію (NH 4 OH). А катіони металів тут взаємодіють із водою.

Виходячи з даного матеріалу, розглянемотипи солей :

Солі з сильною основою та сильною кислотою.Наприклад: Ba (NO 3) 2 , KCl, Li 2 SO 4 . Особливості: не взаємодіють із водою, а отже гідролізу не піддаються. Розчини таких солей мають нейтральну реакцію середовища.

Солі з сильною основою та слабкою кислотою.Наприклад: NaF, K 2 CO 3 , Li 2 S. Особливості: з водою взаємодіють кислотні залишки цих солей, відбувається гідроліз по аніону. Середовище водних розчинів – лужне.

Солі зі слабкою основою та сильною кислотою.Наприклад: Zn(NO 3) 2 Fe 2 (SO 4) 3 CuSO 4 . Особливості: з водою взаємодіють тільки катіони металів, відбувається гідроліз катіону. Середовище – кисле.

Солі зі слабкою основою та слабкою кислотою.Наприклад: CH 3 COONН 4 , (NН 4) 2 CO 3 , HCOONН 4. Особливості: з водою взаємодіють як катіони, так і аніони кислотних залишків, гідроліз відбувається по катіону та аніону.

Приклад гідролізу по катіону та утворення кислого середовища:

Гідроліз хлориду заліза FeCl 2

FeCl 2 + H 2 O ↔ Fe(OH)Cl + HCl(Молекулярне рівняння)

Fe 2+ + 2Cl - + H + + OH - ↔ FeOH + + 2Cl - + Н+ (Повне іонне рівняння)

Fe 2+ + H 2 O ↔ FeOH + + Н + (скорочене іонне рівняння)

Приклад гідролізу по аніону та утворення лужного середовища:

Гідроліз ацетату натрію CH 3 COONa

CH 3 COONa + H 2 O ↔ CH 3 COOH + NaOH(Молекулярне рівняння)

Na + + CH 3 COO - + H 2 O ↔ Na + + CH 3 COOH + OH- (Повне іонне рівняння)

CH 3 COO - + H 2 O ↔ CH 3 COOH + OH -(скорочене іонне рівняння)

Приклад спільного гідролізу:

• Гідроліз сульфіду алюмінію Al 2 S 3

Al 2 S 3 + 6H2O ↔ 2Al(OH) 3 ↓+ 3H 2 S

В даному випадку ми бачимо повний гідроліз, який відбувається, якщо сіль утворена слабкою нерозчинною або летючою основою і слабкою нерозчинною або летючою кислотою. У таблиці розчинності стоять прочерки таких солях. Якщо в ході реакції іонного обміну утворюється сіль, яка не існує у водному розчині, треба написати реакцію цієї солі з водою.

Наприклад:

2FeCl 3 + 3Na 2 CO 3 ↔ Fe 2 (CO 3) 3+ 6NaCl

Fe 2 (CO 3) 3+ 6H 2 O ↔ 2Fe(OH) 3 + 3H 2 O + 3CO 2

Складаємо ці два рівняння, що повторюється в лівій і правій частинах, скорочуємо:

2FeCl 3 + 3Na 2 CO 3 + 3H 2 O ↔ 6NaCl + 2Fe(OH) 3 ↓ + 3CO 2

Завдання з коментарями та рішеннями

У попередні роки засвоєння цього елемента змісту перевірялося завданнями із вибором відповіді (базового рівня складності). Ось приклади таких завдань.

Приклад 39.Кислу реакції середовища має водний розчин

1) нітрат кальцію

2) хлориду стронцію

3) хлориду алюмінію

4) сульфату цезію

Згадаємо, що кислу реакцію середовища мають середні солі, утворені слабкою основою та сильною кислотою (гідроліз за катіоном). Серед запропонованих варіантів відповіді така сіль є – це хлорид алюмінію. Отже, середовище його розчину - кисле:

Приклад 40.Однакову реакцію середовища мають водні розчини сульфату заліза(III) та

1) нітрат кальцію

2) хлориду стронцію

3) хлориду міді

4) сульфату цезію

Водне середовище сульфату заліза(III) кисле, як і для всіх солей, утворених слабкою основою та сильною кислотою:

У варіантах відповідей є лише одна подібна сіль – це хлорид міді. Отже, середовище його розчину теж кисле:

В екзаменаційній роботі 2017 року знання цього елементу змісту перевірятиметься завданнями підвищеного рівня складності (завдання з короткою відповіддю). Ось приклади таких завдань.

Приклад 41.Встановіть відповідність між назвою солі та реакцією середовища її водного розчину.

Середовище водного розчину солі визначається типом її гідролізу (якщо він можливий). Розглянемо ставлення до гідролізу кожної із запропонованих солей.

A) Нітрат калію KNO 3 є сіллю сильної кислоти та сильної основи. Солі такого складу не піддаються гідролізу. Середовище водного розчину цієї солі – нейтральна (А-2).

Б) Сульфат алюмінію Al 2 (SO 4) 3 є сіллю, утвореною сильною сірчаною кислотою та слабкою основою (гідроксідом алюмінію). Отже, сіль піддаватиметься гідролізу по катіону:

В результаті накопичення іонів Н + середовище розчину солі буде кислим (Б-1).

B) Сульфід калію K 2 S утворений сильною основою та дуже слабкою сірководневою кислотою. Такі солі піддаються гідролізу по аніону:

В результаті накопичення іонів ВІН - середовище розчину солі буде лужним (В-3).

Г) Ортофосфат натрію Na 3 PO 4 утворений сильною основою та досить слабкою ортофосфорною кислотою. Отже, сіль піддаватиметься гідролізу по аніону:

В результаті накопичення іонів ВІН - середовище розчину солі буде лужним (Г-3).

Підведемо підсумок. Перший розчин – нейтральний, другий – кислий, два останні – лужні.

Для отримання правильної відповіді спочатку встановимо природу кислот і основ, якими утворені ці солі.

A) BeSO 4 утворена слабкою основою та сильною сірчаною кислотою, такі солі піддаються гідролізу по катіону.

Б) KNO 2 утворена сильною основою та слабкою азотистою кислотою, такі солі піддаються гідролізу по аніону.

B) Pb(NO 3) 2 утворена слабкою основою та сильною азотною кислотою, такі солі піддаються гідролізу по катіону.

Г) СуСl 2 утворена слабкою основою та сильною соляною кислотою, такі солі піддаються гідролізу по катіону.

Для отримання правильної відповіді встановимо природу кислот та основ, якими утворені запропоновані солі:

A) сульфід літію Li 2 S - сіль, утворена сильною основою і слабкою кислотою, піддається гідролізу по аніону;

Б) хлорат калію КСlO 3 - сіль, утворена сильною основою та сильною кислотою, гідролізу не піддається;

B) нітрит амонію NH 4 NO 2 - сіль, утворена слабкою основою і слабкою кислотою, гідроліз йде і катіону, і аніону;

Г) пропіонат натрію C 3 H 7 COONa - сіль, утворена сильною основою та слабкою кислотою, гідроліз йде по аніону.

А	Б	У	Г

Для того, щоб зрозуміти, що таке гідроліз солей, згадаємо для початку, як дисоціюють кислоти та луги.

Спільним між усіма кислотами і те, що з їхньої дисоціації обов'язково утворюються катіони водню (Н +), при дисоціації всіх лугів завжди утворюються гидроксид-ионы (ОН −).

У зв'язку з цим, якщо в розчині, з тих чи інших причин, більше іонів Н + говорять, що розчин має кислу реакцію середовища, якщо ВІН - лужну реакцію середовища.

Якщо з кислотами та лугами все зрозуміло, то яка ж реакція середовища буде у розчинах солей?

На перший погляд, вона завжди має бути нейтральною. І справді ж, звідки, наприклад, у розчині сульфіду натрію взяти надлишку катіонів водню або гідроксид-іонів. Сам сульфід натрію при дисоціації не утворює іонів жодного, ні іншого типу:

Na 2 S = 2Na + + S 2-

Проте, якби перед вами опинилися, наприклад, водні розчини сульфіду натрію, хлориду натрію, нітрату цинку та електронний pH-метр (цифровий прилад для визначення кислотності середовища) ви виявили б незвичайне явище. Прилад показав би вам, що рН розчину натрію сульфіду більше 7, тобто. у ньому явний надлишок гідроксид-іонів. Середовище розчину хлориду натрію виявилося б нейтральним (pH = 7), а розчину Zn(NO 3) 2 кислою.

Єдине, що відповідає нашим очікуванням, – це середовище розчину хлориду натрію. Вона виявилася нейтральною, як і передбачалося.
Але звідки ж узявся надлишок гідроксид-іонів у розчині сульфіду натрію, та катіонів-водню у розчині нітрату цинку?

Спробуємо розібратися. Для цього нам потрібно засвоїти такі теоретичні моменти.

Будь-яку сіль можна представити як продукт взаємодії кислоти та основи. Кислоти та основи поділяються на сильні та слабкі. Нагадаємо, що сильними називають ті кислоти, та основи, ступінь дисоціації, яких близька до 100%.

Примітка: сірчисту (H 2 SO 3) і фосфорну (H 3 PO 4) частіше відносять до кислот середньої сили, але при розгляді завдань гідролізу потрібно відносити їх до слабких.

Кислотні залишки слабких кислот, здатні оборотно взаємодіяти з молекулами води, відриваючи від них катіони водню H+. Наприклад, сульфід-іон, будучи кислотним залишком слабкої сірководневої кислоти, взаємодіє з нею таким чином:

S 2- + H 2 O ↔ HS − + OH −

HS − + H 2 O ↔ H 2 S + OH −

Як можна бачити, в результаті такої взаємодії утворюється надлишок гідроксид-іонів, який відповідає за лужну реакцію середовища. Тобто кислотні залишки слабких кислот збільшують лужність середовища. У разі розчинів солей, що містять такі кислотні залишки, кажуть, що для них спостерігається гідроліз по аніону.

Кислотні залишки сильних кислот, на відміну слабких, з водою не взаємодіють. Тобто вони не впливають на pH водного розчину. Наприклад, хлорид-іон, будучи кислотним залишком сильної соляної кислоти, з водою не реагує:

Тобто хлорид-іони не впливають на рН розчину.

З катіонів металів так само з водою здатні взаємодіяти тільки ті, яким відповідають слабкі підстави. Наприклад, катіон Zn 2+ , якому відповідає слабка основа гідроксид цинку. У водних розчинах солей цинку протікають процеси:

Zn 2+ + H 2 O ↔ Zn(OH) + + H +

Zn(OH) + + H 2 O ↔ Zn(OH) + + H +

Як можна бачити з рівнянь вище, в результаті взаємодії катіонів цинку з водою, в розчині накопичуються катіони водню, що підвищують кислотність середовища, тобто знижують pH. Якщо до складу солі входять катіони, яким відповідають слабкі підстави, в цьому випадку говорять, що сіль гідролізується по катіону.

Катіони металів, яким відповідають сильні основи, з водою не взаємодіють. Наприклад, катіону Na + відповідає сильна основа - гідроксид натрію. Тому іони натрію з водою не реагують і не впливають на pH розчину.

Таким чином, виходячи зі сказаного вище солі можна розділити на 4 типи, а саме, утворені:

1) сильною основою та сильною кислотою,

Такі солі містять ні кислотних залишків, ні катіонів металів, взаємодіючих із водою, тобто. здатні вплинути на pH водного розчину. Розчини таких солей мають нейтральну реакцію середовища. Про такі солі кажуть, що вони не піддаються гідролізу.

Приклади: Ba(NO 3) 2 KCl, Li 2 SO 4 і т.д.

2) сильною основою та слабкою кислотою

У розчинах таких солей з водою реагують тільки кислотні залишки. Середовище водних розчинів таких солей лужне, щодо солей такого типу кажуть, що вони гідролізуються по аніону

Приклади: NaF, K 2 CO 3 Li 2 S і т.д.

3) слабкою основою та сильною кислотою

Такі солі з водою реагують катіони, а кислотні залишки не реагують – гідроліз солі по катіону, середовище кисле.

Приклади: Zn(NO 3) 2 Fe 2 (SO 4) 3 CuSO 4 і т.д.

4) слабкою основою та слабкою кислотою.

З водою реагують як катіони, і аніони кислотних залишків. Гідроліз солей такого роду йде і по катіону, і по аніонуабо ж. Також говорять про такі солі, що вони піддаються незворотного гідролізу.

Що ж означає те, що вони необоротно гідролізуються?

Оскільки в даному випадку з водою реагують і катіони металу (або NH 4 +) та аніони кислотного залишку, у розчині одночасно виникають і іони H + , і іони OH − , які утворюють вкрай малодисоціюючу речовину – воду (H 2 O).

Це, у свою чергу, призводить до того, що солі утворені кислотними залишками слабких основ і слабких кислот не можуть бути отримані обмінними реакціями, а лише твердофазним синтезом, або взагалі не можуть бути отримані. Наприклад, при змішуванні розчину нітрату алюмінію з розчином сульфіду натрію замість очікуваної реакції:

2Al(NO 3) 3 + 3Na 2 S = Al 2 S 3 + 6NaNO 3 (− так реакція не протікає!)

Спостерігається така реакція:

2Al(NO 3) 3 + 3Na 2 S + 6H 2 O= 2Al(OH) 3 ↓+ 3H 2 S + 6NaNO 3

Тим не менш, сульфід алюмінію без проблем може бути отриманий сплавленням порошку алюмінію із сіркою:

2Al + 3S = Al 2 S 3

При внесенні сульфіду алюмінію у воду, він як і при спробі його отримання у водному розчині, піддається незворотному гідролізу.

Al 2 S 3 + 6H 2 O = 2Al(OH) 3 ↓ + 3H 2 S

Реакція розчину речовин у розчиннику може бути трьох видів: нейтральна, кисла та лужна. Реакція залежить від концентрації водневих іонів H+ у розчині.

Чиста вода дисоціює дуже незначною мірою на іони H + і іони гідрооксилу OH - .

Водневий показник pH

Водневий показник є зручним та загальноприйнятим способом вираження концентрації водневих іонів. Для чистої води концентрація Н + дорівнює концентрації ОН - , а добуток концентрацій H + і ОН - , виражених у грам-йонах на літр, - величина постійна, рівна 1.10 -14

З цього твору можна обчислити концентрацію водневих іонів: =√1.10 -14 =10 -7 /г-іон/л/.

Цей рівноважний / "нейтральний" / стан прийнято позначати рН 7/p - негативний логарифм концентрації, Н - водневих іонів, 7 - показник ступеня зі зворотним знаком /.

Розчин із рН більше 7 є лужним, у ньому іонів Н + менше, ніж ОН - ; розчин з рН менше 7 - кислий, у ньому іонів Н + більше, ніж ОН -.

Рідини, що застосовуються на практиці, мають концентрацію водневих іонів, що зазвичай змінюється в межах рН від 0 до 1

Індикатори

Індикатори – це речовини, що змінюють свій колір залежно від концентрації водневих іонів у розчині. За допомогою індикаторів визначають реакцію середовища. Найбільш відомі індикатори - бромбензол, бромтимол, фенолфталеїн, метилоранж та ін. Кожен із індикаторів діє у певних межах показань pH. Наприклад, бромтимол змінює жовтий колір при pH 6,2 на синій при pH 7,6; індикатор нейтральний червоний з червоного при рН 6,8 на жовтий при рН 8; бромбензол - з жовтого яру рН 4,0 на синій при рН 5,6; фенолфталеїн - з безбарвного при рН 8,2 на пурпурний при рН 10,0 і т.д.

Жоден із індикаторів не працює протягом усієї шкали pH від 0 до 14. Однак у реставраційній практиці не доводиться визначати високі концентрації кислот або лугів. Найчастіше зустрічаються відхилення на 1 - 1,5 одиниці pH від нейтрального в ту й іншу сторону.

Для визначення реакції середовища реставраційної практиці застосовується суміш різних індикаторів, підібрана таким чином, що відзначає найменші відхилення від нейтральності. Така суміш називається "універсальним індикатором".

Універсальний індикатор – прозора рідина оранжевого кольору. При невеликій зміні середовища у бік лужності розчин індикатора набуває зеленого відтінку, зі збільшенням лужності - блакитний. Чим більша лужність випробуваної рідини, тим інтенсивнішим стає синій колір.

При невеликій зміні середовища у бік кислотності розчин універсального індикатора стає рожевим, зі збільшенням кислотності - червоним /кармінного чи краплячного відтінку/.

Зміни реакції середовища на картинах відбувається внаслідок ураження їх цвіллю; часто зустрічаються зміни на ділянках, де наклеєні ярлики лужним клеєм /казеїновим, конторським та ін./.

Для проведення аналізу потрібно мати, крім універсального індикатора, дистильовану воду, чистий фільтрувальний папір білого кольору та скляну паличку.

Хід аналізу

На фільтрувальний папір наносять краплю дистильованої води і дають вбратися. Поруч із цією краплею наносять другу і прикладають її до випробуваної ділянки. Для кращого контакту папір із другою краплею зверху притирають скляною поличкою. Потім на фільтрувальний папір райони крапель води наносять по краплі універсального індикатора. Перша крапля води служить контролем, із кольором якого порівнюється крапля, просочена розчином з випробуваної ділянки. Розбіжність у кольорі з контрольною краплею свідчить про зміну - відхилення середовища то нейтральної.

нейтралізація лужного середовища

Оброблювану ділянку зволожують 2%-ним водним розчином оцтової або лимонної кислоти. Для цього на пінцет намотують невелику кількість вати, змочують її в розчині кислоти, віджимають та прикладають до зазначеної ділянки.

Реакцію обов'язково перевіряютьуніверсальним індикатором!

Процес продовжують до повної нейтралізації всієї ділянки.

Через тиждень перевірку середовища слід повторити.

НЕЙТРАЛІЗАЦІЯ КІСЛОГО СЕРЕДОВИЩА

Оброблювану ділянку зволожують 2%-ним водним розчином гідрату окису амонію /нашатирним спиртом/. Методика проведення нейтралізації та сама, що у разі лужного середовища.

Перевірку середовища слід повторити за тиждень.

ПОПЕРЕДЖЕННЯ:Процес нейтралізації вимагає великої обережності, так як зайва обробка може призвести до перекислення або перелуження ділянки, що обробляється. Крім того, вода в розчинах може викликати усадку полотна.

Урок, який проводиться з використанням зошита для практичних робіт І.І.Новошинського, Н.С.Новошинської до підручника Хімія 8 клас у МОУ “ЗОШ №11” м. Сєвєродвінська Архангельської області вчителем хімії О.О.Олькіної у 8 класах (на паралелі ).

Мета уроку: Формування, закріплення та контроль умінь учнів визначати реакцію середовища розчинів за допомогою різних індикаторів, у тому числі природних, використовуючи зошит для практичних робіт І.І.Новошинського, Н.С.Новошинської до підручника Хімія 8 клас.

Завдання уроку:

1. Освітні. Закріпити такі поняття індикатори, реакція середовища (типи), pH, фільтрат, фільтрування на основі виконання завдань практичної роботи. Перевірити знання учнів, які відбивають залежність “ розчин речовини (формула) – значення pH (числове значення) – реакція середовища”. Розповісти учням про способи зниження кислотності ґрунтів Архангельської області.
2. Розвиваючі. Сприяти розвитку логічного мислення учнів виходячи з аналізу результатів, отримані під час практичної роботи, їх узагальнення, і навіть вміння робити висновок. Підтвердити правило: практика доводить теорію чи спростовує її. Продовжити формування естетичних якостей особистість учнів на основі різноманітного спектру представлених розчинів, а також підтримати інтерес дітей до предмета “Хімія”, що вивчається.
3. Виховують. Продовжити формувати вміння учнів виконувати завдання практичної роботи, дотримуючись правил з охорони праці та техніки безпеки, у тому числі правильно виконувати процеси фільтрування, нагрівання.

Практична робота № 6 "Визначення pH середовища".

Мета для учнів: Навчиться визначати реакцію середовища розчинів різних об'єктів (кислот, лугів, солей, ґрунтового розчину, деяких розчинів та соків), а також вивчити рослинні об'єкти як природні індикатори.

Обладнання та реактиви: штатив з пробірками, пробка, скляна паличка, штатив з кільцем, фільтрувальний папір, ножиці, хімічна воронка, склянки, фарфорова ступка з маточкою, дрібна терка, чистий пісок, універсальний індикаторний папір, випробуваний розчин, грунт плоди, ягоди та інший рослинний матеріал, розчин гідроксиду натрію та сірчаної кислоти, хлориду натрію.

Хід уроку

Хлопці! Ми з вами познайомилися з такими поняттями як реакція середовища водних розчинів, а також індикатори.

Які типи реакції середовища водяних розчинів ви знаєте?

• нейтральна, лужна та кислотна.

Що таке індикатори?

• речовини, з допомогою яких можна визначити реакцію середовища.

Які індикатори вам відомі?

• у розчинах: фенолфталеїн, лакмус, метиловий помаранчевий.

• сухі: універсальний індикаторний папір, лакмусовий папір, метилоранжевий папір

Якими способами можна визначити реакцію середовища водяних розчинів?

• вологим та сухим.

Що таке pH середовища?

• водневий показник іонів водню в розчині (pH = - lg)

Згадаймо, який учений запровадив поняття pH середовища?

• Данський хімік Серенсен.

Молодці! Тепер відкрийте зошит для практичних робіт на с.21 та прочитайте завдання №1.

Завдання №1. Визначте pH розчину за допомогою універсального індикатора.

Згадаймо правила при роботі з кислотами та лугами!

Виконайте досвід із завдання №1.

Зробіть висновок. Таким чином, якщо розчин має pH = 7 середовище нейтральне, при pH< 7 среда кислотная, при pH >7 середа лужна.

Завдання №2.Отримайте ґрунтовий розчин та визначте його pH за допомогою універсального індикатора.

Прочитайте завдання на с.21-с.22, виконайте завдання за планом, занесіть результати в таблицю.

Згадаймо правилами безпеки під час роботи з нагрівальними приладами (спиртуванням).

Що таке фільтрування?

• процес поділ суміші, який заснований на різній пропускній здатності пористого матеріалу – фільтрату по відношенню до складових суміш частинок.

Що таке фільтрат?

• це прозорий розчин, який отримується після фільтрування.

Результати оформіть у вигляді таблиці.

Яка реакція середовища ґрунтового розчину?

• Кисла

Що необхідно зробити, щоб підвищити якість ґрунту в нашому регіоні?

• CaCO 3 + H 2 O+CO 2 = Ca(HCO 3) 2

Внесення добрив, які мають лужну реакцію середовища: мелений вапняк та інших карбонатних мінералів: крейди, доломіту. У Пінезькому районі Архангельської області є поклади такого мінералу, як вапняк поблизу карстових печер, тому він доступний.

Зробіть висновок. Реакція середовища отриманого ґрунтового розчину pH=4, слабокисла, отже, підвищення якості грунту необхідне вапнування.

Завдання №3. Визначте pH деяких розчинів та соків за допомогою універсального індикатора.

Прочитайте завдання на с.22, виконайте завдання за алгоритмом, занесіть результати в таблицю.

Джерело соку		Джерело соку
Картопля		Силікатний клей
Капуста свіжа		Столовий оцет
Капуста квашена		Розчин питної соди
		Апельсин
		Буряк свіжий
		Буряк варений

Зробіть висновок. Таким чином, різні натуральні об'єкти мають різні значення pH: pH 1-7 – середовище кислотне (лимон, журавлина, апельсин, помідор, буряк, ківі, яблуко, банан, чай, картопля, капуста квашена, кава, силікатний клей).

pH 7-14 середа лужна (капуста свіжа, розчин питної соди).

pH = 7 середа нейтральна (хурма, огірок, молоко).

Завдання №4. Вивчіть рослинні індикатори.

Які рослинні об'єкти можуть виступати як індикатори?

• ягоди: соки, пелюстки квітів: витяжки, соки овочів: коренеплодів, листя.
• речовини, які можуть змінювати забарвлення розчину у різних середовищах.

Прочитайте завдання на с.23 та виконайте його за планом.

Результати оформіть у таблицю.

Рослинний матеріал (природні індикатори)	Колір розчину природного індикатора
	Кислотне середовище	Природний колір розчину (нейтральне середовище)	Лужне середовище
Журавлина (сік)			фіолетовий
Полуниця (сік)	помаранчевий	персиково – рожевий
Чорниця (сік)		червоно-фіолетовий	синьо – фіолетовий
Чорна смородина (сік)		червоно-фіолетовий	синьо – фіолетовий

Зробіть висновок. Таким чином, залежно від pH середовища природні індикатори: журавлина (сік), полуниця (сік), чорниця (сік), чорна смородина (сік) набувають наступних кольорів: у кислому середовищі – червоний та помаранчевий колір, у нейтральному – червоний, персиково – рожевий та фіолетовий кольори, у лужному середовищі від рожевого через синьо – фіолетовий до фіолетового кольору.

Отже, за інтенсивністю забарвлення природного індикатора можна судити з реакції середовища того чи іншого розчину.

Після закінчення роботи упорядкуйте робоче місце.

Хлопці! Сьогодні був дуже незвичайний урок! Вам сподобався?! Чи можна використовувати відомості, отримані на цьому уроці у повсякденному житті?

Зараз виконайте завдання, яке наведено у ваших зошитах для практичних робіт.

Завдання контролю. Розподіліть речовини, формули яких наведені нижче, за групами залежно від pH їх розчинів: HCl, H 2 O, H 2 SO 4 , Ca (OH) 2 , NaCl, NaOH, KNO 3 , H 3 PO 4 , KOH.

pH 17 - середовище (кислотна), мають розчини (HCl, H 3 PO 4 , H 2 SO 4).

pH 714 середовище(лужне), мають розчини (Ca(OH) 2 , KOH, NaOH).

pH = 7 середа (нейтральна), мають розчини (NaCl, H 2 O, KNO 3).

Оцінка за роботу_______________