Обобщающий урок по теме: «Электролитическая диссоциация » Цель урока: Обобщить и систематизировать сведения по данной теме; повторить классификацию и свойства основных классов неорганических соединений в свете теории электролитической диссоциации; отработка навыков в составление ионных уравнений химических реакций. ХОД УРОКА: I Повторение и систематизация основных понятий. Вопросы для повторения: 1. Что такое ион? 2. Что такое «раствор»; «растворение»; «растворитель» и «растворимое вещество»? 3. Что такое электролитическая диссоциация? 4. Какие вещества мы называем «электролитами» и «неэлектролитами»? 5. Вещества с какими типами химической связи относятся к электролитам? 6. Кто является основоположником ТЭД? 7. Каковы основные положения теории электролитической диссоциации? 8. В работах каких ученых нашла продолжение данная теория? 9. Рассмотрите механизм электролитической диссоциации для веществ с ионным и ковалентно-полярным типом химической связи. 10. Какие ионы называются гидратированными? 11. Что такое степень электролитической диссоциации? 12. От каких факторов зависит степень электролитической диссоциации? 13. Какие электролиты относятся к слабым, сильным и электролитам средней силы? 14. Что такое ионные уравнения химических реакций? 15. Что такое «кислоты»; «основания» и «соли» с точки зрения ТЭД? 16. В чем сущность химических реакций, протекающих в растворах? Схема – подсказка: РАСТВОРЕНИЕ И РАСТВОРЫ. РАСТВОРЕНИЕ. РАСТВОРЫ. Физическая теория (Вант – Гофф, Оствальд, Аррениус). Растворение – это процесс диффузии, а растворы – это однородные смеси. С. Аррениус В. Оствальд Химическая теория (Менделеев, Каблуков, Кистяковский). Д.И. Менделеев А.И. Каблуков Растворение – это процесс химического взаимодействия растворяемого вещества с водой, - процесс гидратации, а растворы – это соединения – гидраты. 1 Современная теория. Растворение – это физико- химический процесс, протекающий между растворителем и частицами растворенного вещества и сопровождающийся процессом диффузии. Растворы – это однородные (гомогенные) системы, состоящие из частиц растворенного вещества, растворителя и продуктов их взаимодействия – гидратов. ТЕОРИЯ ЭЛЕКТРОЛИТИЧЕСКОЙ ДИССОЦИАЦИИ (ТЭД). Теория электролитической диссоциации (ТЭД) была предложена шведским ученым Сванте Аррениус в 1887г. Позднее ТЭД развивалась и совершенствовалась. Современная теория водных растворов электролитов помимо теории электролитической диссоциации С. Аррениуса включает в себя представления о гидратации ионов (И. А. Каблуков, В.А. Кистяковский), теорию сильных электролитов (П.Й. Дебай, Э.А. Хюккель, 1923г.). ВЕЩЕСТВА Электролиты – вещества, растворы или расплавы которых проводят электрический ток. /кислоты, соли, основания/ Неэлектролиты – вещества, растворы или расплавы которых не не проводят электрический ток. /простые вещества/ ИОНЫ – заряженные частицы. катионы /kat+/– положительно заряженные частицы. анионы /an-/– отрицательно заряженные частицы ОСНОВНЫЕ ПОЛОЖЕНИЯ ТЭД: Самопроизвольный процесс распада электролита на ионы в растворе или в расплаве носит название электролитической диссоциации. В водных растворах ионы находятся не в свободном, а в гидратированном состоянии, т.е. окруженные диполями воды и химически с ними связанными. Ионы в гидратированном состоянии отличаются по свойствам от ионов в газообразном состоянии вещества. Для одного и того же растворенного вещества степень диссоциации увеличивается по мере разбавления раствора. В растворах или расплавах электролитов ионы движутся хаотично, но при пропускании через раствор или расплав электролита электрического тока, ионы движутся направленно: катионы – к катоду, анионы – к аноду. 2 МЕХАНИЗМ ЭЛЕКТРОЛИТИЧЕСКОЙ ДИССОЦИАЦИИ 1. ЭД ионных веществ: Разрушение водородных связей между молекулами воды, образование диполей воды. Ориентация диполей воды относительно ионов кристалла. Распад кристалла на ионы (собственно диссоциация). Гидратация ионов. 2. ЭД веществ с ковалентным полярным типом химической связи. Разрушение водородных связей между молекулами воды, образование диполей воды. Ориентация диполей воды относительно диполей полярной молекулы. Сильная поляризация связи, в результате которой общая электронная пара полностью смещается к атомной частице более электроотрицательного элемента. Распад вещества на ионы (собственно диссоциация). Гидратация ионов. СТЕПЕНЬ ЭЛЕКТРОЛИТИЧЕСКОЙ ДИССОЦИАЦИИ /α/ 1. Степень ЭД – это отношение числа распавшихся молекул к общему числу частиц в растворе. N α = ─ ∙ 100% Nобщ. 2. По величине степени ЭД вещества делятся: сильные электролиты /HCl; H2SO4; NaOH; Na2CO3/ электролиты средней силы /H3PO4/ слабые электролиты /H2CO3; H2SO3/. Тест для закрепления материала: ХИМИЧЕСКИЙ ДИКТАНТ ПО ТЕМЕ: «ЭЛЕТРОЛИТИЧЕСКАЯ ДИССОЦИАЦИЯ» 1. Все растворимые в воде основания – сильные электролиты. 2. Гидролизу подвергаются только растворимые в воде соли. 3. Диссоциация – это обратимый процесс. 4. Сутью реакции нейтрализации, СН3СООН + КОН → СН3СООК + Н2О, отраженной в виде краткого ионного уравнения химической реакции является: Н++ ОН- → Н2О. 5. BaSO4; AgCl – это нерастворимые в воде соли, поэтому они не диссоциируют на ионы. 6. Правильно ли составлено уравнение диссоциации следующих солей: 3 Na2SO4 → 2Na+ + SO42 KCl → K+ + Cl7. Уравнение диссоциации сернистой кислоты имеет следующий вид: H2SO3 → 2H+ + SO32-. 8. Истинная степень диссоциации сильного электролита менее 100%. 9. В результате реакции нейтрализации всегда образуется соль и вода. 10. Только растворимые в воде основания – щелочи, являются электролитами. 11. Представленные ниже уравнения химических реакций являются реакциями ионного обмена: 2KOH + SiO2 → K2SiO3 + H2O Al2O3 + 2NaOH → 2NaAlO2 + H2O CuO + 2HCl → CuCl2 + H2O 12. Сернистая кислота является слабой кислотой, поэтому она распадается на воду (Н2О) и сернистый газ (SO2). H2SO3 → H2O + SO2↑. КОД 1. Нет /исключение NH3∙H2O/ 2. Нет: Al2S3 + 2H2O → 2AlOHS + H2S↑ 3. Нет. /Диссоциация только слабых электролитов является обратимым процессом, сильные электролиты диссоциируют необратимо/. 4. Нет: CH3COOH + OH- → CH3COO= + H2O. 5. Нет. /Данные соли нерастворимы по отношению к воде, но они способны диссоциировать/. 6. Нет. /Данные соли являются сильными электролитами, поэтому диссоциируют необратимо/. 7. Нет. /Многоосновные кислоты диссоциируют ступенчато/. 8. Нет. /Истинная степень диссоциации равна 100%/. 9. Нет: NH3(г.) + HCl(г.) → NH4Cl, под вопросом остается образование воды. 10. Нет. /Все основания электролиты/. 11. Нет. /Это реакции обмена, но ионного/. 12. Нет. /Распад сернистой кислоты происходит так как это непрочная кислота/. II Отработка навыков составления ионных уравнений химических реакций: 1. Напишите уравнение реакции, которая протекать при смешении водных растворов сульфата железа (III) и гидроксида натрия, учитывая, что одним из продуктов реакции является гидроксид железа (III). 2. Напишите молекулярные и ионные уравнения реакций, протекающих при сливании растворов: а) гидроксида калия и нитрата меди (II); б) соляной кислоты и гидроксида бария; в) сульфата натрия и нитрата бария. 3. Определите, в каких случаях может осуществляться взаимодействие между растворами следующих веществ: a) BaCl2 и H2SO4; b) CaCl2 и AgNO3; 4 c) NaOH и HCl; d) KNO3 и NaCl. Напишите полные и сокращенные ионные уравнения реакций. 4. Напишите уравнения реакций, с помощью которых можно осуществить следующие превращения: a) SO3H2SO4ZnSO4 b)FeOFeCl2 Fe(OH)2 5. Составьте по два различных уравнения в молекулярной форме, которые соответствовали бы следующим уравнениям в сокращенной ионной форме: а) H+ + OH- = H2O б) NH4++ OH- = NH3 + H2O 5