Урок 1. Теория электролитической диссоциации. Основные положения теории З урока по теме Автор: Ким Наталья Викторовна Учитель химии высшей категории МБОУ МО г. Нягань «СОШ 6»

Основные положения теории электролитической диссоциации Фарадей Майкл 22. IX.1791 – 25.VIII Английский физик и химик. В первой половине 19 в. ввел понятие об электролитах и неэлектролитах. Вещества Электролиты Электролиты Вещества, водные растворы или расплавы которых проводят электрический ток Неэлектролиты Неэлектролиты Вещества, водные растворы или расплавы которых не проводят электрический ток

Современные приборы – кондуктометры Приборы – кондуктометры, определяют концентрацию растворов кислот, оснований, солей.

Тип химической связи: ионная, ковалентная сильно полярная Электролиты Соли, кислоты, основания NaCl, H 2 SO 4, NaOH примеры: NaCl, H 2 SO 4, NaOH Основные положения теории электролитической диссоциации

Неэлектролиты Тип химической связи: ковалентная неполярная, ковалентная малополярная Кислород O 2, азот N 2, водород H 2 многие органические вещества – спирты, глюкоза, сахароза, бензол и др. Основные положения теории электролитической диссоциации

Атомы и ионы отличаются по: размерам; зарядам; активности в химической реакции. Основные положения теории электролитической диссоциации

Без электрического тока ионы в растворе движутся хаотично, под действием тока – упорядоченно. Катионы катод (-) Анионы анод (+) Основные положения теории электролитической диссоциации

Сванте Август Аррениус – 1927 г.г. Шведский физико-химик. Автор теории электролитической диссоциации (1887 г.) В 1903 г. награжден Нобелевской премией. Основные положения теории электролитической диссоциации

Домашнее задание §35,упр.1,2 §36,упр.1,4

Урок 2. Сила электролитов. Уравнения диссоциации

+ - Cl - Na + Cl - Na Cl Na Механизм диссоциации электролитов с ионной связью Механизм электролитической диссоциации Исходное вещество Гидратированный ион Гидратная оболочка Молекула воды - диполь

+ - Механизм диссоциации электролитов с полярной связью Н + Cl- + - Н+Cl- + - Н+Н+ Cl Механизм электролитической диссоциации

Степень электролитической диссоциации. Сильные и слабые электролиты Степень электролитической диссоциации ( α ) – число, показывающее, какая часть молекул распалась на ионы. число молекул, распавшихся на ионы общее число растворенных молекул α =α =

Степень диссоциации (α) зависит от природы растворяемого вещества и растворителя; концентрации раствора; температуры. При разбавлении раствора, α При температуры степень диссоциации, как правило,. Степень электролитической диссоциации. Сильные и слабые электролиты Сильные и слабые электролиты

Сильные электролиты (α 1 или 100%) 1)соли 2) сильные кислоты: H 2 SO 4, HCl, HNO 3, HClO 4, HClO 3, HBr, HI и др. 3) Щелочи – растворимые основания: NaOH, KOH, LiOH, Ba(OH) 2, Ca(OH) 2 и др. Степень электролитической диссоциации. Сильные и слабые электролиты

Кислоты, основания и соли с точки зрения ТЭД Уравнение электролитической диссоциации сильных кислот: HCl H + + Cl - H 2 SO 4 2H + + SO 4 2- Слабые многоосновные кислоты диссоциируют ступенчато. H 2 CO 3 H + + HCO ступень HCO 3 - H + + CO ступень (маловероятна) катионы водорода Н + Кислоты – электролиты, которые при диссоциации образуют только один вид катионов – катионы водорода Н +

Уравнение диссоциации сильных оснований (щелочей) NaOH Na + + OH - Ba(OH) 2 Ba OH - Слабые многокислотные основания диссоциируют ступенчато. Fe(OH) 2 FeOH + + OH - 1 ступень FeOH + Fe 2+ + OH - 2 ступень (маловероятна) Основания - электролиты, которые при диссоциации образуют только один вид анионов - гидроксид-ионы ОН -. Кислоты, основания и соли с точки зрения ТЭД

Уравнение электролитической диссоциации Zn(OH) 2 (без учета ступенчатого характера) H 2 ZnO 2 = Zn(OH) 2 2H + + ZnO 2 2- H 2 ZnO 2 = Zn(OH) 2 Zn OH - по типу кислоты по типу основания Амфотерные гидроксиды – это слабые электролиты, которые при диссоциации образуют одновременно катионы водорода Н + и гидроксид-анионы ОН -, т.е. диссоциируют по типу кислоты и по типу основания. Кислоты, основания и соли с точки зрения ТЭД

K 2 CO 3 2K + + CO 3 2- Al 2 (SO 4 ) 3 2Al SO 4 2- Средние (нормальные) соли – сильные электролиты, образующие при диссоциации катионы металла и анионы кислотного остатка. Кислоты, основания и соли с точки зрения ТЭД

Домашнее задание § 36 4,5,6

Ионные уравнения Урок 3. Ионные уравнения

Условия течения реакций ионного обмена до конца Реакции, протекающие между ионами, называются ионными реакциями. Условия течения реакций обмена между сильными электролитами в водных растворах до конца: 1)образование малорастворимых веществ (осадки )образование малорастворимых веществ (осадки ) 2) образование газообразных или летучих веществ () 3) образование малодиссоциирующих веществ - слабых электролитов (например, воды Н 2 О)

1. Реакции с образованием малорастворимых веществ, выпадающих в осадок молекулярное уравнение: AgNO 3 + HCl AgCl + HNO 3 полное ионное уравнение: Ag + + NO H + + Cl - AgCl + H + + NO 3 - сокращенное ионное уравнение: Ag + + Cl - AgCl

2. Реакции, протекающие с образованием газообразных или летучих веществ молекулярное уравнение: CO 2 Na 2 CO 3 + 2HCl 2NaCl + CO 2 + H 2 O полное ионное уравнение: CO 2 2Na + + CO H + + 2Cl - 2Na + + 2Cl - + CO 2 + H 2 O сокращенное ионное уравнение: CO 2 CO H + CO 2 + H 2 O

3. Реакции, идущие с образованием малодиссоциирующих веществ – слабых электролитов молекулярное уравнение: H 2 O NaOH + HCl NaCl + H 2 O полное ионное уравнение: H 2 O Na + + OH - + H + + Cl - Na + + Cl - + H 2 O сокращенное ионное уравнение: H 2 O OH - + H + H 2 O

Если исходными веществами реакций обмена являются сильные электролиты, которые при взаимодействии не образуют малорастворимых или малодиссоциирующих веществ, то такие реакции не протекают. Например, 2NaCl + Ca(NO 3 ) 2 2NaNO 3 + CaCl 2 Обратите внимание!

Домашнее задание §37 1,2,3