Выбранный для просмотра документ Диссоциация.pptx
Скачать материал "Комплект материалов по теме "Электролитическая диссоциация" в 8 классе"
Рабочие листы
к вашим урокам
Скачать
1 слайд
Электролитическая
диссоциация
Средняя общеобразовательная школа №2 г.Пошехонье Ярославской области
Учитель химии Полетаев Олег Николаевич
2 слайд
Все вещества по электрической проводимости подразделяются на электролиты и неэлектролиты.
Электролитами называют вещества, растворы или расплавы которых проводят электрический ток. К ним относится большинство неорганических веществ, например, кислоты, основания, соли, оксиды металлов. Для электролитов характерны ионные или ковалентные полярные связи.
Неэлектролитами называются вещества, которые не проводят электрический ток ни в растворах, ни в расплавах. Сюда относится большинство органических веществ (спирт, ацетон, бензин, сахар, масло и другие) и некоторые неорганические вещества (дистиллированная вода, углекислый газ, кислород). Для неэлектролитов характерны ковалентные неполярные или малополярные химические связи.
Электролиты и неэлектролиты
3 слайд
Итак повторим:
4 слайд
Процесс распада электролитов на заряженные частицы ─ ионы называют электролитической диссоциацией («dissociation» ─ разобщение).
Основные положения теории электролитической диссоциации сформулированы в 1887 году шведским учёным Сванте Аррениусом. Большой вклад в развитие этого учения внесли русские учёные И.А.Каблуков, В.А.Кистяковский, Д.И.Менделеев.
Электролитическая диссоциация
5 слайд
Диссоциация протекает или в водных растворах, или при расплавлении электролита. В первом случае причиной диссоциации является особое свойство воды ─ высокая диэлектрическая проницаемость: молекулы H2O в 81 раз ослабляют химические связи между ионами, поэтому кристалл легко распадается на ионы. Каждый ион окружается «рубашкой» из молекул воды (гидратируется), которая не позволяет ионам вновь соединиться между собой.
При плавлении электролитов усиливаются колебательные движения ионов, в результате чего ионная кристаллическая решётка разрушается, а положительные (катионы) и отрицательные ионы (анионы) становятся свободными.
Причины диссоциации
6 слайд
Уравнение, отражающее обратимый процесс () диссоциации данного вещества, называется уравнением диссоциации. В растворе или расплаве преимущественно находятся ионы (→). При испарении воды или охлаждении расплава вновь образуются кристаллы или молекулы(←):
KOH K+ + OH─
HCl H+ + Cl─
K2SO4 2K+ + SO42─
Fe2(SO4)3 2Fe3+ + 3SO42─
При написании уравнений диссоциации следите, чтобы сумма положительных и отрицательных зарядов в правой части уравнения была равна 0.
Уравнения диссоциации
7 слайд
Диссоциация кислот
Кислотами называют электролиты, которые при диссоциации образуют катионы только Н+, например:
HNO3 H+ + NO3 ─
H2SO4 H+ + HSO4 ─ 2 H+ + SO42 ─
H3PO4 H+ + H2PO4─ 2 H+ + HPO42 ─ 3H+ + PO4 3─
Одноосновные кислоты диссоциируют в одну стадию, а многоосновные кислоты диссоциируют ступенчато.
Двухосновные и трёхосновные кислоты наряду с нормальными (средними) солями образуют кислые соли, например: KHSO4 ─ гидросульфат калия, KH2PO4 ─ дигидрофосфат калия , K2HPO4 ─ гидрофосфат калия и другие.
Кислоты окрашивают все индикаторы в красный цвет разных оттенков.
8 слайд
Основаниями называют электролиты, которые при диссоциации образуют анионы только OH─ :
NaOH Na+ + OH ─
Ca(OH)2 CaOH+ + OH ─ Ca2+ + 2 OH ─
Ba(OH)2 BaOH+ + OH ─ Ba2+ + 2 OH ─
Однокислотные основания диссоциируют в одну стадию, а многокислотные ─ ступенчато.
Многокислотные основания наряду с нормальными (средними) солями образуют основные соли, например: Ca(OH)Cl ─ гидроксохлорид кальция; Al(OH)2Cl ─ дигидроксохлорид алюминия.
Основания (щёлочи) окрашивают бесцветный фенолфталеин в малиновый цвет, а лакмус и универсальный индикатор ─ в синий.
Диссоциация оснований
9 слайд
Солями называют электролиты, которые при диссоциации образуют катионы металла (или аммония NH4+) и анионы кислотного остатка:
K3PO4 3K+ + PO43─
Al2(SO4)3 2Al3+ + 3SO4 2─
NH4NO3 NH4+ + NO3─
Кислые соли могут при диссоциации образовать кроме названных ионов ещё и катионы водорода H+ :
NaHSO4 Na+ + HSO4─ Na+ + H+ + SO42─
Диссоциация солей
10 слайд
Сила электролитов определяется их степенью диссоциации ─ α (альфа). Степень диссоциации это отношение числа диссоциированных молекул к общему числу молекул, находящихся в растворе:
α = n/N
где n – число диссоциированных молекул,
N - общее число молекул в растворе.
Сильные электролиты имеют α от 30% до 100% например, серная кислота H2SO4( α = 58% ).
Слабые электролиты имеют α от 0% до 2% например, угольная H2CO3( α = 0,17% ) и сероводородная H2S( α = 0,07% ) кислоты.
Сила электролитов
11 слайд
Итак, не все электролиты в одинаковой степени распадаются на ионы.
Растворимые соли в водных растворах диссоциируют полностью, то есть являются сильными электролитами.
К сильным электролитам относятся также щёлочи и некоторые кислоты ─ соляная, серная, азотная, хлорная.
Вещества лучше диссоциируют в разбавленных растворах, а с повышением концентрации раствора степень диссоциации понижается
Сила электролитов
12 слайд
Реакции обмена между растворами или расплавами электролитов называют ионообменными или ионными реакциями.
Протекание таких реакций обнаруживается легко, если в результате образовался осадок (↓), выделился газ (↑) или получилась практически не диссоциирующая вода H2O.
В таком случае говорят, что реакция протекает до конца.
Уравнения ионных реакций записывают подробно в 3 видах ─ молекулярном, полном ионном и сокращённом ионном.
Реакции ионного обмена
13 слайд
Образование осадка ( при написании уравнений используем «Таблицу растворимости» ):
NaCl + AgNO3 → AgCl↓ + NaNO3
Na+ + Cl─ + Ag+ + NO3 ─ → AgCl↓ + Na+ + NO3
Cl─ + Ag+ → AgCl↓ (белый творожистый, синеет на свету)
BaCl2 + K2SO4 → BaSO4 ↓ + 2KCl
Ba2+ + 2Cl─ + 2K+ + SO42─ → BaSO4 ↓ + 2K+ + 2Cl─
Ba2+ + SO42─ → BaSO4 ↓ (белый, не растворяется в кислотах)
CuSO4 + 2KOH → Cu(OH)2 ↓ + K2SO4
Cu2+ + SO42─ + 2K+ + 2OH─ → Cu(OH)2 ↓ + 2K+ + SO42─
Cu2+ + 2OH─ → Cu(OH)2 ↓ (голубой, постепенно чернеет)
Реакции ионного обмена
14 слайд
Выделение газа:
K2CO3 + 2HCl → 2KCl + H2CO3 H2O + CO2↑
2K+ + CO32─ + 2H+ + 2Cl─ → 2K+ + 2Cl─ + H2O + CO2↑
CO32─ + 2H+ → H2O + CO2↑
NH4Cl + NaOH → NaCl + NH4OH < NH3↑ + H2O
NH4+ + Cl─ + Na+ + OH ─ → Na+ + Cl ─ + NH4OH NH3↑ + H2O
NH4+ + OH ─ → NH3↑ + H2O
2KCl(крист.) + H2SO4(конц.) → K2SO4 + 2HCl↑
2K+ + 2Cl ─ + 2H+ + SO42─ → 2K+ + SO42─ + 2HCl↑
2Cl ─ + 2H+ → 2HCl↑
Cl ─ + H+ → HCl↑
Реакции ионного обмена
15 слайд
Образование воды (нейтрализация):
NaOH + HNO3 → NaNO3 + H2O
Na+ + OH─ + H+ + NO3─ → Na+ + NO3─ + H2O
OH─ + H+ → H2O
H3PO4 + 3KOH → K3PO4 + 3H2O
3H+ + PO43─ + 3K+ + 3OH─ → 3K+ +PO43─ + 3H2O
3H+ + 3OH─ → 3H2O
H+ + OH─ → H2O
Реакции ионного обмена
16 слайд
Ионные реакции между некоторыми солями и водой, протекающие с образованием новых ионов, называются гидролизом солей («водным разрушением»). Известны следующие случаи взаимодействий между солью и водой:
Вода и соль сильного основания и сильной кислоты не образуют новых ионов ─ KCl, Na2SO4, Ba(NO3)2 и другие, ─ гидролиза нет.
Гидролиз солей
17 слайд
Вода и соль сильного основания, но слабой кислоты образуют недиссоциирующие ионы слабой кислоты, а в растворе накапливаются гидроксид-анионы OH─, определяющие щелочную среду раствора:
K2CO3 2K+ + CO32─
+ HOH H+ + OH─
H+ + CO32─ → H CO3─
______________________________________________
K2CO3 + HOH → H CO3─ + 2K+ + OH─
В растворах карбонатов, силикатов и сульфидов щелочных и щелочноземельных металлов индикаторы показывают присутствие щёлочи (фенолфталеин становится малиновым, а лакмус синеет).
Гидролиз солей
18 слайд
Вода и соль слабого основания, но сильной кислоты образуют недиссоциирующие ионы слабого основания, а в растворе накапливаются катионы водороды, H+ определяющие кислотную среду раствора:
FeSO4 Fe2+ + SO42─
+ HOH H+ + OH─
Fe2+ + OH─ → Fe OH+
______________________________________
FeSO4 + HOH → Fe OH+ + SO42─ + H+
В растворах солей тяжёлых металлов (железа, свинца, меди, цинка, ртути и других) с сильными кислотами индикаторы окрашиваются в красный цвет, то есть свидетельствуют о кислотной среде.
Гидролиз солей
19 слайд
Шкала рН растворов
Цвет раствора (+ индикатор) с разным значением рН
20 слайд
Соли, образованные слабыми основаниями и слабыми кислотами необратимо разрушаются водой, иными словами происходит их полный гидролиз с образованием новых недиссоциирующих веществ. К числу таких солей относятся сульфиды железа (+3) Fe2S3 или Al2S3:
Fe2S3 2Fe3+ + 3S2─
+ 6HOH 6H+ + 6OH─
2Fe3+ + 6OH─ → 2Fe(OH)3↓
6H+ + 3S2─ → 3H2S↑
_____________________________________________
Fe2S3 + 6HOH → 2Fe(OH)3↓ + 3H2S↑
Гидролиз солей
21 слайд
Итак повторим:
Соли сильных оснований и
слабых кислот гидролизуются
по аниону – с образованием
в растворе щёлочи (ОН−)
Соли слабых оснований и
сильных кислот гидролизуются
по катиону – с образованием
в растворе кислоты (Н+)
Соли сильных оснований и
сильных кислот не гидролизуются совсем.
22 слайд
Электролиты ─ это вещества, которые при растворении в воде или расплавлении распадаются на ионы, их растворы и расплавы проводят электрический ток.
Ионы ─ это атомы или группы атомов, обладающие положительным (катионы) или отрицательным (анионы) электрическим зарядом.
Распад электролитов на ионы называют электролитической диссоциацией и записывают в виде уравнений диссоциации.
Выводы по теме:
23 слайд
Кислотами называют электролиты, которые при диссоциации образуют катионы только Н+.
Основаниями называют электролиты, которые при диссоциации образуют анионы только OH─ (гидроксид-анионы).
Солями называют электролиты, которые при диссоциации образуют катионы металлов и анионы кислотных остатков.
Химические реакции между электролитами называются ионными, они протекают до конца в 3 случаях: если выпадает осадок, если выделяется газ, если образуется вода.
Выводы по теме:
24 слайд
Вода является очень слабым электролитом, вступая в химическую реакцию с некоторыми солями, она вызывает их разрушение ─ гидролиз, с образованием кислотной или щелочной среды, а иногда необратимое разрушение (полный гидролиз).
Гидролиз солей необходимо учитывать при хранении различных солей, особенно их растворов, при изготовлении водных растворов лекарств, при использовании питательных растворов удобрений в сельском хозяйстве, в химических лабораториях и так далее.
Выводы по теме:
25 слайд
Справочник «Химия» В.Шретер. М., Химия. 1989
Энциклопедия для детей «Химия». Том 17. М., Аванта. 2003
Учебник О.С.Габриелян «Химия. 8 класс». М., Дрофа. 2008-2016
Используемые ресурсы:
Рабочие листы
к вашим урокам
Скачать
Выбранный для просмотра документ Диссоциация.docx
Технологическая карта
конструирования урока
|
ФИО учителя
|
Полетаев Олег Николаевич |
||
|
Школа
|
МОУ СОШ №2 г. Пошехонье Ярославской области |
||
|
Предмет, класс, УМК |
Химия, 8 класс. УМК Габриелян О.С. |
||
|
Тема урока, № урока по теме
|
Урок №16(62). Обобщение и систематизация знаний по темам «Классификация веществ. Электролиты»
|
||
|
Цели урока |
обучающие |
развивающие |
воспитательные |
|
Систематизировать имеющиеся знания о диссоциации электролитов. Закрепить представление о причинах и механизме электролитической диссоциации, свойствах веществ основных классов с точки зрения электролитической диссоциации.
|
Учебно-информационные навыки: умение извлекать информацию из устного сообщения учителя и электронного документа. Учебно-логические: умение сравнивать вещества разных классов, выделять общие и отличительные признаки, анализировать физический смысл ионообменных реакций и реакций гидролиза солей, делать логические выводы и обобщать имеющиеся данные.
|
Совершенствовать коммуникативные умения в ходе работы с интерактивной презентацией, развивать самостоятельность. Продолжить формирование убежденности в необходимости грамотного обращения с веществами в процессе проведения химического эксперимента в целях безопасности. |
|
|
Вид используемых на уроке средств обучения, в том числе средства ИКТ и учебно-лабораторное оборудование. |
Компьютерный класс или кинопроектор и ПК: 1 персональный компьютер на 2 учащихся, презентация «Диссоциация». «Таблица растворимости». При невозможности работы в компьютерном классе, организуется фронтальная работа с презентацией в кабинете химии. Лабораторное оборудование: штативы с пробирками и необходимые растворы веществ: кислоты, щёлочи, соли сильного основания и сильной кислоты, карбоната натрия, нитрата алюминия, универсальный индикатор. |
||
|
Необходимое аппаратное и программное обеспечение. |
Компьютерный класс или персональный компьютер с ОС «Windows XP» (или «Windows 7») с кинопроектором. Установленный офисный пакет «Microsoft Office 2007», программа для просмотра swf-файлов, презентация «Диссоциация». |
||
|
Тип урока |
Урок систематизации и обобщения знаний. |
||
|
Содержание урока |
Электролиты и неэлектролиты. Сила электролитов. Причины электролитической диссоциации. Кислоты, соли и основания в свете учения об электролитической диссоциации. Ионообменные реакции, правило Бертолле. Гидролиз солей, его виды (по аниону, по катиону, полный) и значение. Правила работы с растворами кислот и щелочей. |
||
|
Организационная структура урока
|
|||
|
Этап 1. Фронтальная беседа «Электролитическая диссоциация» |
|||
|
Задачи |
· Повторение знаний об электролитической диссоциации.. · Отработка умения записывать уравнения ионных реакций в 3 видах. |
||
|
Длительность этапа |
15 минут: · организация работы на уроке (слово учителя) - 2 минуты; · фронтальная беседа, например, по таким вопросам: Что такое «электролит»? От чего зависит сила электролита? Привести примеры сильных и слабых электролитов. Что такое «ионные реакции»? Назвать условия необратимости ионных реакций (правило Бертолле). Что такое «гидролиз солей»? Какое он имеет значение? Какие меры безопасности следует принимать при работе с растворами едких и жгучих веществ? |
||
|
Используемое оборудование. |
Настенные транспаранты по теме «Механизм электролитической диссоциации», «Гидролиз солей» |
||
|
Форма организации деятельности учащихся |
Фронтальная беседа, элементы дискуссии. |
||
|
Функции и основные виды деятельности преподавателя на данном этапе |
Направляющая и консультирующая: постановка познавательной задачи, управление процессом поиска ответов, оказание помощи при решении проблемы. |
||
|
Промежуточный контроль |
Оценивание устных ответов |
||
Этап 2. Лабораторная работа по теме «Ионные реакции»
|
|||
|
Задачи |
· Отработка правил безопасной работы с растворами кислот и щелочей; · Совершенствование коммуникативных умений в ходе работы в парах. |
||
|
Длительность этапа |
10 минут: · постановка познавательной задачи (слово учителя) – 2 мин.; · лабораторная работа в малых группах – 8 мин.
|
||
|
Основной вид деятельности c использованием оборудования |
Лабораторная работа. |
||
|
Форма организации деятельности учащихся |
Самостоятельная работа в парах. |
||
|
Функции и основные виды деятельности преподавателя на данном этапе |
Консультирующая: оказание помощи при работе с растворами. Контролирующая: проверка правил безопасной работы с веществами. |
||
|
Промежуточный контроль |
Ответить на вопрос: Почему растворы некоторых лекарственных препаратов нельзя хранить длительное время? |
||
|
Этап 3. Работа с презентацией |
|||
|
Задачи |
· Отработка навыков работы с электронным документом; · Отработка коммуникативных навыков при работе в малых группах. |
||
|
Длительность этапа |
15 минут: · Работа с презентацией – 10 минут; · заполнение таблицы «Результаты ионообменных реакций» - 5 мин (при работе используется «Таблица растворимости»). |
||
|
Форма организации деятельности учащихся |
Работа в малых группах, индивидуальная работа в тетради. |
||
|
Функции и основные виды деятельности преподавателя на данном этапе |
Организующая. Направляющая. Контролирующая. |
||
|
Этап 4. Подведение итогов |
|||
|
Длительность этапа |
5 минут · слово учителя о выполнении задач урока и постановка познавательной задачи на следующий урок – 3 мин.; · Постановка задачи на следующий урок – 2 мин
|
||
|
Домашнее задание:
|
· Повторить тему «Классификация веществ. Электролиты»; · Подготовиться к контрольной работе. |
||
Приложение 1
Электролитическая диссоциация.
Реакции ионного обмена, условия их необратимости.
Теория электролитической диссоциации разработана шведским химиком С.Аррениусом в 1887 году:
a = n / N 0<a<1
Механизм электролитической диссоциации ионных веществ
При растворении соединений с ионными связями (например, NaCl) процесс гидратации начинается с ориентации диполей воды вокруг всех выступов и граней кристаллов соли.
Ориентируясь вокруг ионов кристаллической решетки, молекулы воды образуют с ними либо водородные, либо донорно-акцепторные связи. При этом процессе выделяется большое количество энергии, которая называется энергией гидратации.
Энергия гидратации, величина которой сравнима с энергией кристаллической решетки, идет на разрушение кристаллической решетки. При этом гидратированные ионы слой за слоем переходят в растворитель и, перемешиваясь с его молекулами, образуют раствор.
Механизм электролитической диссоциации молекулярных веществ
Аналогично диссоциируют и вещества, молекулы которых образованы по типу полярной ковалентной связи (полярные молекулы). Вокруг каждой полярной молекулы вещества (например, HCl), определенным образом ориентируются диполи воды. В результате взаимодействия с диполями воды полярная молекула еще больше поляризуется и превращается в ионную, далее уже легко образуются свободные гидратированные ионы.
Процесс электролитической диссоциации принято записывать в виде схемы, не раскрывая его механизма и опуская растворитель (H2O), хотя он является основным участником.
CaCl2 « Ca2++ 2Cl―
KAl(SO4)2« K+ + Al3+ + 2SO42―
HNO3« H+ + NO3―
Ba(OH)2 « Ba2+ + 2OH―
Из электронейтральности молекул следует, что суммарный заряд катионов и анионов должен быть равен нулю.
Сильные электролиты
Это вещества, которые при растворении в воде практически полностью распадаются на ионы. Как правило, к сильным электролитам относятся вещества с ионными или сильно полярными связями: все хорошо растворимые соли, сильные кислоты (HCl, HBr, HI, HClO4, H2SO4,H2SeO4, HNO3) и сильные основания (LiOH, NaOH, KOH, RbOH, CsOH, Ba(OH)2,Sr(OH)2,Ca(OH)2).
В растворе сильного электролита растворённое вещество находится в основном в виде ионов (катионов и анионов); недиссоциированные молекулы практически отсутствуют.
Слабые электролиты
Вещества, частично диссоциирующие на ионы. Растворы слабых электролитов наряду с ионами содержат недиссоциированные молекулы. Слабые электролиты не могут дать большой концентрации ионов в растворе.
К слабым электролитам относятся:
1) почти все органические кислоты (CH3COOH, C2H5COOH и др.);
2) некоторые неорганические кислоты (H2CO3, H2S и др.);
3) почти все малорастворимые в воде соли, основания и гидроксид аммония (Ca3(PO4)2; Cu(OH)2; Al(OH)3; NH4OH);
4) вода.
Они плохо (или почти не проводят) электрический ток.
СH3COOH « CH3COO― + H+
Cu(OH)2« [CuOH]+ + OH―(первая ступень)
[CuOH]+« Cu2+ + OH―(вторая ступень)
H2CO3« H+ + HCO3―(первая ступень)
HCO3- « H+ + CO32―(вторая ступень)
Неэлектролиты
Вещества, водные растворы и расплавы которых не проводят электрический ток. Они содержат ковалентные неполярные или малополярные связи, которые не распадаются на ионы.
Электрический ток не проводят газы, твердые вещества (неметаллы), органические соединения (сахароза, бензин, спирт).
Реакции ионного обмена - это реакции между ионами, образовавшимися в результате диссоциации электролитов. В этих реакциях степени окисления элементов не изменяются.
Правила составления ионных уравнений реакций
Порядок составления ионных уравнений реакции
MgCl2 + 2AgNO3® 2AgCl + Mg(NO3)2
MgCl2 + 2AgNO3® 2AgCl + Mg(NO3)2
р р н р
MgCl2 D Mg2+ + 2Cl―
AgNO3D Ag+ + NO3―
Mg(NO3)2D Mg2+ + 2NO3―
Mg2+ + 2Cl― + 2Ag+ + 2NO3―® 2AgCl¯ + Mg2+ + 2NO3―
Ag+ + Cl―®AgCl¯
Условия необратимости реакций ионного обмена
Pb(NO3)2 + 2KI ®PbI2¯ + 2KNO3
Pb2+ + 2I―®PbI2¯
Na2CO3 + H2SO4® Na2SO4 + H2O + CO2
CO32―+ 2H+® H2O + CO2
Ca(OH)2 + 2HNO3®Ca(NO3)2 + 2H2O
H+ + OH―®H2O
В тех случаях, когда нет ионов, которые могут связываться между собой с образованием осадка, газа, малодиссоциированных соединений (H2O) или комплексных ионов, реакции обмена обратимы D.
Таблица растворимости солей, кислот и оснований в воде
|
Катион анион |
H+ |
NH4+ |
K+ |
Na+ |
Ag+ |
Ba2+ |
Ca2+ |
Mg2+ |
Zn2+ |
Cu2+ |
Hg2+ |
Pb2+ |
Fe2+ |
Fe3+ |
Al3+ |
|
OH- |
|
P |
P |
P |
– |
P |
M |
M |
H |
H |
– |
H |
H |
H |
H |
|
NO3- |
P |
P |
P |
P |
P |
P |
P |
P |
P |
P |
P |
P |
P |
P |
P |
|
Cl- |
P |
P |
P |
P |
H |
P |
P |
P |
P |
P |
P |
M |
P |
P |
P |
|
S2- |
P |
P |
P |
P |
H |
P |
– |
– |
H |
H |
H |
H |
H |
H |
– |
|
SO32- |
P |
P |
P |
P |
M |
M |
M |
P |
M |
– |
– |
H |
M |
– |
– |
|
SO42- |
P |
P |
P |
P |
M |
H |
M |
P |
P |
P |
– |
M |
P |
P |
P |
|
CO32- |
P |
P |
P |
P |
H |
H |
H |
H |
H |
– |
H |
H |
H |
– |
– |
|
SIO32- |
H |
– |
P |
P |
H |
H |
H |
H |
H |
– |
– |
H |
H |
– |
– |
|
PO43- |
P |
P |
P |
P |
H |
H |
H |
H |
H |
H |
H |
H |
H |
H |
H |
|
CH3COO- |
P |
P |
P |
P |
P |
P |
P |
P |
P |
P |
P |
P |
P |
P |
P |
P - растворимое ( >1 г в 100 г воды);
M - малорастворимое (0,001 г - 1г в 100 г воды);
H - нерастворимое (< 0,001 г в 100 г воды);
– - разлагается водой или не существует.
Приложение 2
Результаты ионообменных реакций
(Проверочная работа – 5 минут)
|
Первый реактив
Второй реактив
|
K2S |
FeSO4 |
Na2CO3 |
H2SO4 |
|
HOH
|
|
|
|
|
|
KOH
|
|
|
|
|
|
HNO3
|
|
|
|
|
Задание:
В пустые клетки таблицы внесите условными знаками результаты взаимодействия первого реактива со вторым. Для взаимодействия веществ, выделенных жирным шрифтом, напишите уравнения реакции в трёх видах (молекулярное, полное ионное, сокращённое ионное).
1)
2)
3)
Рабочие листы
к вашим урокам
Скачать
Выбранный для просмотра документ Диссоциация.pdf
• Все вещества по электрической проводимости подразделяются на электролиты и неэлектролиты.
•
 |
• Неэлектролитами называются вещества, которые не проводят электрический ток ни в растворах, ни в расплавах. Сюда относится большинство органических веществ (спирт, ацетон, бензин, сахар, масло и другие) и некоторые неорганические вещества (дистиллированная вода, углекислый газ, кислород). Для неэлектролитов
характерны ковалентные неполярные или малополярные химические связи.
•
Процесс распада электролитов на заряженные частицы ─ ионы
называют электролитической диссоциацией («dissociation»
─ разобщение).
•
 |
Д.И.Менделеев.
•
 |
• При плавлении электролитов усиливаются колебательные движения ионов, в результате чего ионная кристаллическая решѐтка разрушается, а положительные (катионы) и отрицательные ионы (анионы) становятся свободными.
Уравнение, отражающее обратимый процесс (D) диссоциации данного вещества, называется уравнением диссоциации. В растворе или расплаве преимущественно находятся ионы (→). При испарении воды или охлаждении расплава вновь образуются кристаллы или молекулы(←):
 |
HCl D H+ + Cl─
K2SO4D 2K+ + SO42─
Fe2(SO4)3 D 2Fe3+ + 3SO42─
При написании уравнений диссоциации следите, чтобы сумма положительных и отрицательных зарядов в правой части уравнения была равна 0.
Кислотами называют электролиты, которые при диссоциации образуют катионы только Н+, например:
HNO3 D H+ + NO3 ─
H2SO4 D H+ + HSO4 ─ D 2 H+ + SO42 ─
 |
Кислоты окрашивают все индикаторы в красный цвет разных оттенков.
Основаниями называют электролиты, которые при диссоциации образуют анионы только OH─ :
NaOH D Na+ + OH ─
Ca(OH)2 D CaOH+ + OH ─ D Ca2+ + 2 OH ─
Ba(OH)2 D BaOH+ + OH ─ D Ba2+ + 2 OH ─
 |
Многокислотные основания наряду с нормальными (средними) солями образуют основные соли, например: Ca(OH)Cl ─ гидроксохлорид кальция; Al(OH)2Cl ─ дигидроксохлорид алюминия.
Основания (щѐлочи) окрашивают бесцветный фенолфталеин в малиновый цвет, а лакмус и универсальный индикатор ─ в синий.
Солями называют электролиты, которые при диссоциации образуют катионы металла (или аммония NH4+) и анионы кислотного остатка:
K3PO4 D 3K+ + PO43─
 |
NH4NO3 D NH4+ + NO3─
Кислые соли могут при диссоциации образовать кроме названных ионов ещѐ и катионы водорода H+ :
NaHSO4 D Na+ + HSO4─ D Na+ + H+ + SO42─
Сила электролитов определяется их степенью диссоциации ─ α (альфа). Степень диссоциации это отношение числа диссоциированных молекул к общему числу молекул, находящихся в растворе: α = n/N
 |
Сильные электролиты имеют α от 30% до 100% например, серная кислота H2SO4( α = 58% ).
Слабые электролиты имеют α от 0% до 2% например, угольная H2CO3( α = 0,17% ) и сероводородная H2S( α = 0,07% ) кислоты.
Итак, не все электролиты в одинаковой степени распадаются на ионы.
Растворимые соли в водных растворах диссоциируют полностью, то есть являются сильными электролитами.
 |
Вещества лучше диссоциируют в разбавленных растворах, а с повышением концентрации раствора степень диссоциации понижается
Реакции обмена между растворами или расплавами электролитов называют ионообменными или ионными реакциями.
 |
В таком случае говорят, что реакция протекает до конца.
Уравнения ионных реакций записывают подробно в 3 видах ─ молекулярном, полном ионном и сокращѐнном ионном.
Образование осадка ( при написании уравнений используем «Таблицу растворимости» ):
NaCl + AgNO3 → AgCl↓ + NaNO3
Na+ + Cl─ + Ag+ + NO3 ─ → AgCl↓ + Na+ + NO3
Cl─ + Ag+ → AgCl↓ (белый творожистый, синеет на свету) BaCl2 + K2SO4 → BaSO4 ↓ + 2KCl
Ba2+ + 2Cl─ + 2K+ + SO42─ → BaSO4 ↓ + 2K+ + 2Cl─
Ba2+ + SO42─ → BaSO4 ↓ (белый, не растворяется в кислотах)
CuSO4 + 2KOH → Cu(OH)2 ↓ + K2SO4
Cu2+ + SO42─ + 2K+ + 2OH─ → Cu(OH)2 ↓ + 2K+ +
SO42─
Cu2+ + 2OH─ → Cu(OH)2 ↓ (голубой, постепенно чернеет)
Выделение газа:
K2CO3 + 2HCl → 2KCl + H2CO3 I H2O + CO2↑
2K+ + CO32─ + 2H+ + 2Cl─ → 2K+ + 2Cl─ + H2O + CO2↑ CO32─ + 2H+ → H2O + CO2↑
NH4Cl + NaOH → NaCl + NH4OH < NH3↑ + H2O
NH4+ + Cl─ + Na+ + OH ─ → Na+ + Cl ─ + NH4OH I NH3↑ + H2O NH4+ + OH ─ → NH3↑ + H2O
2KCl(крист.) + H2SO4(конц.) → K2SO4 + 2HCl↑
2K+ + 2Cl ─ + 2H+ + SO42─ → 2K+ + SO42─ + 2HCl↑
2Cl ─ + 2H+ → 2HCl↑ Cl ─ + H+ → HCl↑ Образование воды (нейтрализация):
NaOH + HNO3 → NaNO3 + H2O
OH─ + H+ → H2O
H3PO4 + 3KOH → K3PO4 + 3H2O
3H+ + PO43─ + 3K+ + 3OH─ → 3K+ +PO43─ + 3H2O
3H+ + 3OH─ → 3H2O
H+ + OH─ → H2O
 |
§ Вода и соль сильного основания и сильной кислоты не образуют новых ионов ─ KCl, Na2SO4, Ba(NO3)2 и другие, ─ гидролиза нет.
Вода и соль сильного основания, но слабой кислоты образуют недиссоциирующие ионы слабой кислоты, а в растворе накапливаются гидроксид-анионы OH─, определяющие щелочную среду раствора: K2CO3 D 2K+ + CO32─
+ HOH D H+ + OH─
 |
______________________________________________
В растворах карбонатов, силикатов и сульфидов щелочных и щелочноземельных металлов индикаторы показывают присутствие щѐлочи (фенолфталеин становится малиновым, а лакмус синеет).
Вода и соль слабого основания, но сильной кислоты образуют недиссоциирующие ионы слабого основания, а в растворе накапливаются катионы водороды, H+ определяющие кислотную среду раствора: FeSO4 D Fe2+ + SO42─
+ HOH D H+ + OH─
 |
______________________________________ FeSO4 + HOH → Fe OH+ + SO42─ + H+
В растворах солей тяжѐлых металлов (железа, свинца, меди, цинка, ртути и других) с сильными кислотами индикаторы окрашиваются в красный цвет, то есть свидетельствуют о кислотной среде.
Цвет раствора (+ индикатор) с разным значением рН
 |
+ 6HOH D 6H+ + 6OH─
2Fe3+ + 6OH─ → 2Fe(OH)3↓ 6H+ + 3S2─ → 3H2S↑
_____________________________________________
 |
Соли
сильных оснований и слабых кислот гидролизуются по
аниону – с образованием в растворе щѐлочи (ОН−) Соли слабых оснований и сильных кислот
гидролизуются по катиону – с
образованием в растворе кислоты (Н+) Соли
сильных оснований и сильных кислот не гидролизуются совсем.
 |
Распад электролитов на ионы называют электролитической диссоциацией и записывают в виде уравнений диссоциации.
Кислотами называют электролиты, которые при диссоциации образуют катионы только Н+.
Основаниями называют электролиты, которые при диссоциации образуют анионы только OH─ (гидроксид-анионы).
|
Химические реакции между электролитами называются ионными, они протекают до конца в 3 случаях: если выпадает осадок, если выделяется газ, если образуется вода.
Вода является очень слабым электролитом, вступая в химическую реакцию с некоторыми солями, она вызывает их разрушение ─ гидролиз, с
образованием кислотной или щелочной среды, а иногда необратимое разрушение (полный гидролиз).
 |
Справочник «Химия» В.Шретер. М., Химия. 1989
 |
Учебник О.С.Габриелян «Химия. 8 класс». М., Дрофа. 2008-2016
Рабочие листы
к вашим урокам
Скачать
Выбранный для просмотра документ Диссоциация.ppsx
Скачать материал "Комплект материалов по теме "Электролитическая диссоциация" в 8 классе"
Рабочие листы
к вашим урокам
Скачать
1 слайд
Электролитическая
диссоциация
Средняя общеобразовательная школа №2 г.Пошехонье Ярославской области
Учитель химии Полетаев Олег Николаевич
2 слайд
Все вещества по электрической проводимости подразделяются на электролиты и неэлектролиты.
Электролитами называют вещества, растворы или расплавы которых проводят электрический ток. К ним относится большинство неорганических веществ, например, кислоты, основания, соли, оксиды металлов. Для электролитов характерны ионные или ковалентные полярные связи.
Неэлектролитами называются вещества, которые не проводят электрический ток ни в растворах, ни в расплавах. Сюда относится большинство органических веществ (спирт, ацетон, бензин, сахар, масло и другие) и некоторые неорганические вещества (дистиллированная вода, углекислый газ, кислород). Для неэлектролитов характерны ковалентные неполярные или малополярные химические связи.
Электролиты и неэлектролиты
3 слайд
Итак повторим:
4 слайд
Процесс распада электролитов на заряженные частицы ─ ионы называют электролитической диссоциацией («dissociation» ─ разобщение).
Основные положения теории электролитической диссоциации сформулированы в 1887 году шведским учёным Сванте Аррениусом. Большой вклад в развитие этого учения внесли русские учёные И.А.Каблуков, В.А.Кистяковский, Д.И.Менделеев.
Электролитическая диссоциация
5 слайд
Диссоциация протекает или в водных растворах, или при расплавлении электролита. В первом случае причиной диссоциации является особое свойство воды ─ высокая диэлектрическая проницаемость: молекулы H2O в 81 раз ослабляют химические связи между ионами, поэтому кристалл легко распадается на ионы. Каждый ион окружается «рубашкой» из молекул воды (гидратируется), которая не позволяет ионам вновь соединиться между собой.
При плавлении электролитов усиливаются колебательные движения ионов, в результате чего ионная кристаллическая решётка разрушается, а положительные (катионы) и отрицательные ионы (анионы) становятся свободными.
Причины диссоциации
6 слайд
Уравнение, отражающее обратимый процесс () диссоциации данного вещества, называется уравнением диссоциации. В растворе или расплаве преимущественно находятся ионы (→). При испарении воды или охлаждении расплава вновь образуются кристаллы или молекулы(←):
KOH K+ + OH─
HCl H+ + Cl─
K2SO4 2K+ + SO42─
Fe2(SO4)3 2Fe3+ + 3SO42─
При написании уравнений диссоциации следите, чтобы сумма положительных и отрицательных зарядов в правой части уравнения была равна 0.
Уравнения диссоциации
7 слайд
Диссоциация кислот
Кислотами называют электролиты, которые при диссоциации образуют катионы только Н+, например:
HNO3 H+ + NO3 ─
H2SO4 H+ + HSO4 ─ 2 H+ + SO42 ─
H3PO4 H+ + H2PO4─ 2 H+ + HPO42 ─ 3H+ + PO4 3─
Одноосновные кислоты диссоциируют в одну стадию, а многоосновные кислоты диссоциируют ступенчато.
Двухосновные и трёхосновные кислоты наряду с нормальными (средними) солями образуют кислые соли, например: KHSO4 ─ гидросульфат калия, KH2PO4 ─ дигидрофосфат калия , K2HPO4 ─ гидрофосфат калия и другие.
Кислоты окрашивают все индикаторы в красный цвет разных оттенков.
8 слайд
Основаниями называют электролиты, которые при диссоциации образуют анионы только OH─ :
NaOH Na+ + OH ─
Ca(OH)2 CaOH+ + OH ─ Ca2+ + 2 OH ─
Ba(OH)2 BaOH+ + OH ─ Ba2+ + 2 OH ─
Однокислотные основания диссоциируют в одну стадию, а многокислотные ─ ступенчато.
Многокислотные основания наряду с нормальными (средними) солями образуют основные соли, например: Ca(OH)Cl ─ гидроксохлорид кальция; Al(OH)2Cl ─ дигидроксохлорид алюминия.
Основания (щёлочи) окрашивают бесцветный фенолфталеин в малиновый цвет, а лакмус и универсальный индикатор ─ в синий.
Диссоциация оснований
9 слайд
Солями называют электролиты, которые при диссоциации образуют катионы металла (или аммония NH4+) и анионы кислотного остатка:
K3PO4 3K+ + PO43─
Al2(SO4)3 2Al3+ + 3SO4 2─
NH4NO3 NH4+ + NO3─
Кислые соли могут при диссоциации образовать кроме названных ионов ещё и катионы водорода H+ :
NaHSO4 Na+ + HSO4─ Na+ + H+ + SO42─
Диссоциация солей
10 слайд
Сила электролитов определяется их степенью диссоциации ─ α (альфа). Степень диссоциации это отношение числа диссоциированных молекул к общему числу молекул, находящихся в растворе:
α = n/N
где n – число диссоциированных молекул,
N - общее число молекул в растворе.
Сильные электролиты имеют α от 30% до 100% например, серная кислота H2SO4( α = 58% ).
Слабые электролиты имеют α от 0% до 2% например, угольная H2CO3( α = 0,17% ) и сероводородная H2S( α = 0,07% ) кислоты.
Сила электролитов
11 слайд
Итак, не все электролиты в одинаковой степени распадаются на ионы.
Растворимые соли в водных растворах диссоциируют полностью, то есть являются сильными электролитами.
К сильным электролитам относятся также щёлочи и некоторые кислоты ─ соляная, серная, азотная, хлорная.
Вещества лучше диссоциируют в разбавленных растворах, а с повышением концентрации раствора степень диссоциации понижается
Сила электролитов
12 слайд
Реакции обмена между растворами или расплавами электролитов называют ионообменными или ионными реакциями.
Протекание таких реакций обнаруживается легко, если в результате образовался осадок (↓), выделился газ (↑) или получилась практически не диссоциирующая вода H2O.
В таком случае говорят, что реакция протекает до конца.
Уравнения ионных реакций записывают подробно в 3 видах ─ молекулярном, полном ионном и сокращённом ионном.
Реакции ионного обмена
13 слайд
Образование осадка ( при написании уравнений используем «Таблицу растворимости» ):
NaCl + AgNO3 → AgCl↓ + NaNO3
Na+ + Cl─ + Ag+ + NO3 ─ → AgCl↓ + Na+ + NO3
Cl─ + Ag+ → AgCl↓ (белый творожистый, синеет на свету)
BaCl2 + K2SO4 → BaSO4 ↓ + 2KCl
Ba2+ + 2Cl─ + 2K+ + SO42─ → BaSO4 ↓ + 2K+ + 2Cl─
Ba2+ + SO42─ → BaSO4 ↓ (белый, не растворяется в кислотах)
CuSO4 + 2KOH → Cu(OH)2 ↓ + K2SO4
Cu2+ + SO42─ + 2K+ + 2OH─ → Cu(OH)2 ↓ + 2K+ + SO42─
Cu2+ + 2OH─ → Cu(OH)2 ↓ (голубой, постепенно чернеет)
Реакции ионного обмена
14 слайд
Выделение газа:
K2CO3 + 2HCl → 2KCl + H2CO3 H2O + CO2↑
2K+ + CO32─ + 2H+ + 2Cl─ → 2K+ + 2Cl─ + H2O + CO2↑
CO32─ + 2H+ → H2O + CO2↑
NH4Cl + NaOH → NaCl + NH4OH < NH3↑ + H2O
NH4+ + Cl─ + Na+ + OH ─ → Na+ + Cl ─ + NH4OH NH3↑ + H2O
NH4+ + OH ─ → NH3↑ + H2O
2KCl(крист.) + H2SO4(конц.) → K2SO4 + 2HCl↑
2K+ + 2Cl ─ + 2H+ + SO42─ → 2K+ + SO42─ + 2HCl↑
2Cl ─ + 2H+ → 2HCl↑
Cl ─ + H+ → HCl↑
Реакции ионного обмена
15 слайд
Образование воды (нейтрализация):
NaOH + HNO3 → NaNO3 + H2O
Na+ + OH─ + H+ + NO3─ → Na+ + NO3─ + H2O
OH─ + H+ → H2O
H3PO4 + 3KOH → K3PO4 + 3H2O
3H+ + PO43─ + 3K+ + 3OH─ → 3K+ +PO43─ + 3H2O
3H+ + 3OH─ → 3H2O
H+ + OH─ → H2O
Реакции ионного обмена
16 слайд
Ионные реакции между некоторыми солями и водой, протекающие с образованием новых ионов, называются гидролизом солей («водным разрушением»). Известны следующие случаи взаимодействий между солью и водой:
Вода и соль сильного основания и сильной кислоты не образуют новых ионов ─ KCl, Na2SO4, Ba(NO3)2 и другие, ─ гидролиза нет.
Гидролиз солей
17 слайд
Вода и соль сильного основания, но слабой кислоты образуют недиссоциирующие ионы слабой кислоты, а в растворе накапливаются гидроксид-анионы OH─, определяющие щелочную среду раствора:
K2CO3 2K+ + CO32─
+ HOH H+ + OH─
H+ + CO32─ → H CO3─
______________________________________________
K2CO3 + HOH → H CO3─ + 2K+ + OH─
В растворах карбонатов, силикатов и сульфидов щелочных и щелочноземельных металлов индикаторы показывают присутствие щёлочи (фенолфталеин становится малиновым, а лакмус синеет).
Гидролиз солей
18 слайд
Вода и соль слабого основания, но сильной кислоты образуют недиссоциирующие ионы слабого основания, а в растворе накапливаются катионы водороды, H+ определяющие кислотную среду раствора:
FeSO4 Fe2+ + SO42─
+ HOH H+ + OH─
Fe2+ + OH─ → Fe OH+
______________________________________
FeSO4 + HOH → Fe OH+ + SO42─ + H+
В растворах солей тяжёлых металлов (железа, свинца, меди, цинка, ртути и других) с сильными кислотами индикаторы окрашиваются в красный цвет, то есть свидетельствуют о кислотной среде.
Гидролиз солей
19 слайд
Шкала рН растворов
Цвет раствора (+ индикатор) с разным значением рН
20 слайд
Соли, образованные слабыми основаниями и слабыми кислотами необратимо разрушаются водой, иными словами происходит их полный гидролиз с образованием новых недиссоциирующих веществ. К числу таких солей относятся сульфиды железа (+3) Fe2S3 или Al2S3:
Fe2S3 2Fe3+ + 3S2─
+ 6HOH 6H+ + 6OH─
2Fe3+ + 6OH─ → 2Fe(OH)3↓
6H+ + 3S2─ → 3H2S↑
_____________________________________________
Fe2S3 + 6HOH → 2Fe(OH)3↓ + 3H2S↑
Гидролиз солей
21 слайд
Итак повторим:
Соли сильных оснований и
слабых кислот гидролизуются
по аниону – с образованием
в растворе щёлочи (ОН−)
Соли слабых оснований и
сильных кислот гидролизуются
по катиону – с образованием
в растворе кислоты (Н+)
Соли сильных оснований и
сильных кислот не гидролизуются совсем.
22 слайд
Электролиты ─ это вещества, которые при растворении в воде или расплавлении распадаются на ионы, их растворы и расплавы проводят электрический ток.
Ионы ─ это атомы или группы атомов, обладающие положительным (катионы) или отрицательным (анионы) электрическим зарядом.
Распад электролитов на ионы называют электролитической диссоциацией и записывают в виде уравнений диссоциации.
Выводы по теме:
23 слайд
Кислотами называют электролиты, которые при диссоциации образуют катионы только Н+.
Основаниями называют электролиты, которые при диссоциации образуют анионы только OH─ (гидроксид-анионы).
Солями называют электролиты, которые при диссоциации образуют катионы металлов и анионы кислотных остатков.
Химические реакции между электролитами называются ионными, они протекают до конца в 3 случаях: если выпадает осадок, если выделяется газ, если образуется вода.
Выводы по теме:
24 слайд
Вода является очень слабым электролитом, вступая в химическую реакцию с некоторыми солями, она вызывает их разрушение ─ гидролиз, с образованием кислотной или щелочной среды, а иногда необратимое разрушение (полный гидролиз).
Гидролиз солей необходимо учитывать при хранении различных солей, особенно их растворов, при изготовлении водных растворов лекарств, при использовании питательных растворов удобрений в сельском хозяйстве, в химических лабораториях и так далее.
Выводы по теме:
25 слайд
Справочник «Химия» В.Шретер. М., Химия. 1989
Энциклопедия для детей «Химия». Том 17. М., Аванта. 2003
Учебник О.С.Габриелян «Химия. 8 класс». М., Дрофа. 2008-2016
Используемые ресурсы:
Рабочие листы
к вашим урокам
Скачать
Рабочие листы
к вашим урокам
Скачать
6 655 065 материалов в базе
Настоящий материал опубликован пользователем Полетаев Олег Николаевич. Инфоурок является информационным посредником и предоставляет пользователям возможность размещать на сайте методические материалы. Всю ответственность за опубликованные материалы, содержащиеся в них сведения, а также за соблюдение авторских прав несут пользователи, загрузившие материал на сайт
Если Вы считаете, что материал нарушает авторские права либо по каким-то другим причинам должен быть удален с сайта, Вы можете оставить жалобу на материал.
Удалить материал
Ваша скидка на курсы
40%
Курс повышения квалификации
36 ч. — 180 ч.
Курс профессиональной переподготовки
600 ч.
Курс повышения квалификации
36 ч. — 180 ч.
Мини-курс
6 ч.
Мини-курс
5 ч.
Оставьте свой комментарий
Авторизуйтесь, чтобы задавать вопросы.