Свойства кислот с точки зрения электролитический диссоциации.
Бесплатная помощь с домашними заданиями
Свойства кислот, оснований и солей с точки зрения теории электролитической диссоциации
Мольная доля - это величина, характеризующая отношение количества молей данного вещества к общему количеству молей всех веществ, находящихся в смеси или растворе. Для того чтобы определить мольные доли веществ, необходима лишь таблица Менделеева и элементарное умение совершать вычисления. Чтобы определить мольную долю того или иного вещества, вам понадобится сначала вычислить количество молей и этого вещества и всех других веществ, содержащихся в смеси растворе , потом подставить эти величины в следующую формулу: Влияние природы вещества на его способность к электролитической диссоциации в водном растворе. Гидратация ионов в растворе. Основания и кислоты с точки зрения теории электролитической диссоциации. Диссоциация средних, кислых и основных солей. Под электролитической диссоциацией понимают распад молекул электролита в растворе с образованием положительно и отрицательно заряженных ионов — катионов и анионов. Например, молекула уксусной кислоты так диссоциирует в водном растворе:. Процесс диссоциации во всех случаях является обратимым, поэтому при надписи уравнений диссоциации применяется знак обратимости стрелочки —туда и обратно. Электролитическая диссоциация — процесс распада электролита на ионы при его растворении или плавлении. Гидратация ионов во многом определяет их поведение в растворе — она влияет на скорость передвижения ионов, на условия их взаимного сближения и адсорбции на разделах фаз. Чем больше и устойчивей гидратная оболочка, тем труднее перемещаться ионам в воде и сближаться друг с другом или адсорбироваться. С точки зрения теории электролитической диссоциации основания — это вещества, диссоциирующие в водном растворе с образованием анионов одного вида — гидроксид-ионов ОН-. Все амфотерные гидроксиды являются твёрдыми веществами. Нерастворимы в воде, в основном являются слабыми электролитами. Соли по своему составу бывают кислые, основные и средние. Кислые соли характерны для слабых многоосновных кислот, основные — для слабых многокислотных оснований, а средние соли могут быть образованы как сильными, так и слабыми кислотами и основаниями. Однако независимо от состава, соли первично диссоциируют на катион металла и кислотный остаток. Сильные и слабые электролиты. Факторы, определяющие степень диссоциации. Основные представления теории сильных электролитов. Истинная и кажущаяся степень диссоциации в растворах сильных электролитов. Концентрация ионов в растворе и активность. В растворах некоторых электролитов диссоциирует лишь часть молекул. Способность вещества к электролитической диссоциации называется степенью диссоциации. Она показывает отношение числа молекул, продиссоциированных на ионы, к общему числу молекул растворенного электролита: По степени диссоциации в растворах все электролиты делятся на две группы. Их называют сильными электролитами. К сильным электролитам в водных растворах относятся щелочи: КОН, NaOH, Ba OH 2, Са ОН 2; кислоты: HNO3, НСl, H2SO4, НClO4, а также их соли. К ним относят воду, ряд кислот: H2S, Н2СОз, HCN, H2Si03, органические кислоты, основания р-, d- и f-элементов и NH4OH. Между этими двумя группами нет четкой границы, одно и то же вещество в одном растворителе проявляет свойства сильного, а в другом - слабого электролита. Например, хлорид лития и иодид натрия, имеющие ионную кристаллическую решетку, при растворении в воде ведут себя как типичные сильные электролиты, при растворении же в ацетоне или уксусной кислоте эти вещества являются слабыми электролитами со степенью диссоциации в растворах меньше единицы. Если степень диссоциации характеризует способность вещества распадаться на ионы, то количественной мерой процесса диссоциации является константа диссоциации. В растворах слабых электролитов процесс диссоциации протекает обратимо и его можно представить в виде обратимой химической реакции. Так, для процесса диссоциации уксусной кислоты: Константа равновесия, соответствующая диссоциации слабого электролита, называется константой диссоциации. Константа диссоциации зависит от природы диссоциирующего вещества и растворителя, температуры и не зависит от концентрации раствора. Константа диссоциации показывает устойчивость молекул вещества к диссоциации. Чем меньше значение константы диссоциации в данном растворе, тем слабее диссоциирует электролит. Степень диссоциации изменяется с изменением концентрации раствора. Рассмотрим эту зависимость на примере слабого электролита уксусной кислоты:. Принимая исходную концентрацию кислоты равной с, а степень диссоциация a, получаем, что концентрация части кислоты, которая диссоциирована, будет равна aс. Подставив значения равновесных концентраций ионов и кислоты в уравнение 5. Из него следует, что степень диссоциации уменьшается с увеличением концентрации слабого электролита. Аналогичное уравнение можно получить для слабого основания. Многоосновные слабые кислоты и основания диссоциируют ступенчато, причем константа диссоциации по каждой последующей ступени всегда на несколько порядков ниже, чем по предыдущей. Спектральный анализ действительно не обнаруживает в растворе молекул. Но возникает зависимость Кдис от концентрации даже в разбавленных растворах сильных электролитов, и увеличивается с разбавлением, чего не должно быть. При этом с увеличением концентрации электропроводимость снижается. Можно предположить, что с увеличением концентрации количество ионов уменьшается, то есть они связываются между собой. Это и есть первая особенность — ионы в растворе сильного электролита взаимодействуют не только с растворителем, но и с друг другом, и, чем больше концентрация, тем сильнее это взаимодействие. В результате ионы не могут двигаться независимо друг от друга. При этом снижается степень диссоциации и электропроводимость. Происходит образование ионной атмосферы. Каждый ион окружен ионами противоположного знака и является центром ионной атмосферы. Возникает картина, подобная ионному кристаллу, но поскольку ионы гидратированы, они находятся на больших расстояниях друг от друга, чем в ионном кристалле, и при этом еще двигаются. Поэтому такая структура то возникает, то разрушается. Таким образом, в растворах сильных электролитов, особенно с увеличением концентрации, происходит изменение свойств раствора, как будто при этом уменьшается степень диссоциации. Эти изменения не связаны с изменением истинной степени диссоциации, а обусловлены взаимодействием между ионами в растворе. При измерении электропроводимости таких растворов создается впечатление, что уменьшается концентрация электролита за счет взаимного притяжения между ионами. Активность — вспомогательная величина, которая в суммарной форме отражает взаимодействие ионов в растворе сильного электролита. От концентрации активность отличается на некий поправочный коэффициент g: Чем меньше g, тем сильнее взаимодействие между ионами в растворе сильного электролита. Экспериментально активность измеряется по повышению температуры кипения или понижению температуры замерзания растворов. Равновесие в растворах слабых электролитов. Факторы, влияющие на величину константы диссоциации. Связь константы диссоциации со степенью диссоциации. Равновесия в растворах слабых электролитов. Важнейшей характеристикой слабого электролита служит константа диссоциации Кдисс. Однако это выражение применимо только к слабым растворам слабых электролитов. Это выражение получило название закона разбавления Оствальда. Оно позволяет находить константу диссоциации электролита по степени диссоциации или наоборот. Многоосновные кислоты и многокислотные основания диссоциируют ступенчато. Каждая ступень диссоциации характеризуется своей константой. Диссоциация трехосновной ортофосфорной кислоты H3PO При ступенчатой диссоциации веществ распад по последующей ступени всегда происходит в меньшей степени, чем по предыдущей. Действительно, константы диссоциации константы кислотности фосфорной кислоты по ступеням соотносятся: Степень диссоциации определяется константой диссоциации и концентрацией слабого электролита в растворе. Рассмотрим равновесные молярные концентрации исходного слабого электролита и образовавшихся катионов и анионов в состоянии химического равновесия:. Данное выражение было впервые выведено немецким физико-химиком В. Оствальдом закон разбавления Оствальда. Закон разбавления показывает , что степень диссоциации данного слабого электролита зависит от его концентрации и константы диссоциации. Последняя в данном растворителе и для данного электролита зависит только от температуры. Тогда уравнение Оствальда упрощается до формулы: В таком приближенном виде уравнение Оствальда чаще всего и используется химиками. Рассматривая зависимость степени диссоциации от концентрации слабого электролита , мы обнаруживаем, что повышение концентрации ведет к снижению степени диссоциации, а разбавление раствора, наоборот, к ее повышению. При бесконечном разбавлении когда концентрация электролита стремится к 0 степень диссоциации стремится к 1. Состав молекул катионных и анионных комплексных соединений. Диссоциация молекул комплексных соединений в водном растворе. Диссоциация комплексных ионов в растворе. Факторы, определяющие устойчивость комплексных ионов в растворе. Комплексными называют соединения, в узлах кристаллов которых находятся комплексы комплексные ионы , способные к самостоятельному существованию. Значение комплексных соединений для различных областей техники очень велико. Способность веществ образовывать комплексные соединения используется для разработки эффективных методов получения химически чистых металлов из руд, редких металлов, сверхчистых полупроводниковых материалов, катализаторов, красителей, лекарственных препаратов, очистки природных и сточных вод, растворения накипи в парогенераторах и т. Первые комплексные соединения были синтезированы в середине 19 века. Основоположником теории комплексных соединений стал швейцарский ученый Вернер, разработавший в г. Большой вклад в химию комплексных соединений внесли русские ученые Л. Черняев и их ученики. В каждом комплексном соединении различают внутреннюю и внешнюю сферы. Внутреннюю сферу называют комплексом. При написании химических формул комплексных соединений внутреннюю сферу заключают в квадратные скобки. В молекуле любого комплексного соединения один из ионов, обычно положительно заряженный, или атом внутренней среды занимает центральное место и называется комплексообразователем. В формуле комплекса внутренней сферы комплексообразователь указывается первым. Вокруг комплексообразователя расположено или, как говорят, координировано некоторое число противоположно заряженных ионов или электронейтральных молекул, называемых лигандами или аддендами. В данном случае это а ионы F— и б молекулы NН3. Лигандами в комплексных соединениях могут служить анионы F— , OH—, CN—, CNS—, NO2—, CO32—, C2O42— и др. Число координационных мест, занятых лигандами вокруг комплексообразователя в простейших случаях - число лигандов, окружающих комплексообразователь , называется координационным числом к. Координационные числа различных комплексообразователей имеют значение от 2 до Лиганды , занимающие во внутренней координационной сфере одно координационное место, называются монодентатными. Лиганды, занимающие во внутренней сфере два или несколько мест до восьми за счет образования с комплексообразователем соответствующего числа химических связей, называются полидентатными. Примерами монодентатных лигандов являются ионы Сl—, F—, ОН—, молекулы NН3, Н2О, СО и др. В качестве бидентатных лигандов часто выступают ионы СО32—, SО42— и им подобные. Одним из наиболее важных полидентатных лигандов гексадентатным является анион этилендиаминтетрауксусной кислоты ЭДТА. Заряд внешней сферы численно равен суммарному заряду внутренней сферы и противоположен ему по знаку. Следовательно, заряд комплекса комплексного иона равен Заряд комплексообразователя равен и противоположен по знаку алгебраической сумме зарядов всех остальных ионов. Сумма зарядов всех частиц, входящих в комплексное соединение, равняется нулю. Диссоциация комплексных соединений в растворах. Внутренняя и внешняя сфера комплексного соединения сильно различаются по устойчивости. Частицы, находящиеся во внешней сфере, связаны с комплексным ионом преимущественно электростатическими силами ионная связь и легко отщепляются в водном растворе подобно ионам сильных электролитов. Диссоциация распад комплексного соединения на ионы внешней сферы и комплексный ион комплекс называется первичной. Она протекает почти нацело, до конца, по типу диссоциации сильных электролитов. Например, процесс первичной диссоциации при растворении тетрафторобериллата калия может быть записан по схеме: Лиганды, находящиеся во внутренней сфере комплексного соединения, связаны с комплексообразователем прочными ковалентными связями, образованными по донорно-акцепторному механизму, и диссоциация комплексных ионов в растворе осуществляется, как правило, в незначительной степени по типу диссоциации слабых электролитов, то есть обратимо до установления состояния равновесия. Обратимый распад внутренней сферы комплексного соединения носит название вторичной диссоциации. Например, ион тетрафторобериллат диссоциирует лишь частично, что выражается уравнением. Диссоциация комплекса как обратимый процесс характеризуется константой равновесия, называемой константой нестойкости комплекса Кн. Как и любая константа равновесия, константа нестойкости зависит только от природы комплексного иона, комплексообразователя и лигандов, растворителя, а также от температуры и не зависит от концентрации активности веществ в растворе. Чем больше заряды комплексообразователя и лигандов и чем меньше их радиусы, тем выше устойчивость комплексов. Прочность комплексных ионов, образованных металлами побочных подгрупп, выше прочности ионов, образованных металлами главных подгрупп. Для сравнительной оценки прочности различных комплексных ионов пользуются не константой диссоциации отдельных ступеней, а общей константой нестойкости всего комплекса, которую определяют перемножением соответствующих констант ступенчатой диссоциации. Для характеристики прочности устойчивости комплексов применяют также величину, обратную константе нестойкости, ее называют константой устойчивости Куст или константой образования комплекса:. Устойчивость комплексных соединений определяется как внешними условиями температура, природа растворителя, ионная сила, состав раствора , которые учитываются при расчёте условной константы устойчивости, так и фундаментальными факторами. Согласно теории Льюиса, комплексообразование можно рассматривать как один из видов кислотно-основных равновесий, в котором роль кислоты играет центральный ион акцептор электронов , а роль основания —лиганды доноры электронов. В соответствии с теорией Льюиса все кислоты и основания условно делятся на два класса: При оценке жёсткости и мягкости кислот и основанийучитывается их химический состав, электронное строение и сравнительная устойчивость образуемых ими кислотно-основных комплексов. Согласно принципужёстких и мягких кислот и основанийкислотно-основные взаимодействия протекают таким образом, что жёсткие кислоты предпочтительно связываются с жёсткими основаниями, а мягкие кислоты — с мягкими основаниями. Устойчивость комплексных соединений также зависит от пространственного окружения донорных атомов. Введение заместителей в положения, близкие к донорным атомам, может затруднить образование комплекса. Особенно сильно проявляются стерические затруднения в комплексах с хелатообразующими лигандами. Например, такой эффект наблюдается при использовании 2-алкилпроизводных 8-оксихинолина HL:. Он может образовывать с двухзарядными ионами внутрикомплексные соединения тетраэдрической конфигурации состава МL2 ,а с трёхзарядными - октаэдрические комплексы МL3. На этом основано применение в аналитической химии 2-замещённых. Пространственные затруднения возникают и при образовании комплексов с вынужденной конфигурацией. Влияние температуры на диссоциацию воды. Понятие о буферных растворах. Расчет рН в растворах сильных и слабых кислот и оснований. Если представить уравнение диссоциации электролита в виде: Склонность молекул слабых электролитов, включая воду, распадаться на ионы в большей степени характеризуется константой диссоциации частный случай константы равновесия , которую принято обозначать, как Кд. Для расчета этой величины применяется закон действующих масс , который устанавливает соотношение между массами полученных и исходных веществ. Электролитическая диссоциация воды — это распад исходных молекул воды на протоны водорода и гидроксильную группу, поэтому константа диссоциации выражается уравнением: Эта величина постоянная при данной температуре 25 о С , она называется ионным произведением воды K W:. Диссоциация воды — процесс эндотермический, поэтому с повышением температуры в соответствии с принципом Ле-Шателье диссоциация усиливается, ионное произведение возрастает и достигает при о С значения 10 Растворы, в которых концентрации ионов водорода и гидроксила равны между собой, называются нейтральными. Тоже самое будет происходить и при добавлении к чистой воде щелочи. Таким образом, концентрация ионов водорода или гидроксила может служить количественной характеристикой кислотности или щелочности среды. На практике пользуются не концентрациями ионов водорода или гидроксила, а водородным рН или гидроксильным рОН показателями. Водородный показатель рН равен отрицательному десятичному логарифму концентрации ионов водорода:. Гидроксильный показатель рОН равен отрицательному десятичному логарифму концентрации ионов гидроксила:. Если рН среды равен 7 - среда нейтральная, если меньше 7 - кислая, причем чем меньше рН, тем выше концентрация ионов водорода. При сдаче лабораторной работы, студент делает вид, что все знает; преподаватель делает вид, что верит ему. Способы выражения концентрации растворов. Массовая доля, молярная концентрация и молярная концентрация эквивалента Гиперконцентрация Глава Концентрация Если в прописи рецепта не указана концентрация раствора, изготавливают и выдают больному раствор Задачи и упражнения для самостоятельного решения. Водный раствор, содержащий смесь нитратов серебра, калия, цинка с одинаковыми концентрациями, подвергли электролизу Задачи и упражнения для самостоятельного решения. Но предоставляет возможность бесплатного использования. Есть нарушение авторского права? Обозначают символом Сн 0,1 нормальный раствор - децинормальный. Например, молекула уксусной кислоты так диссоциирует в водном растворе: В общем виде уравнение электролитической диссоциации основания имеет вид:
Химические свойства кислот с точки зрения. Деятельность с использованием ИКТ. Проверка наличия принадлежностей для урока. Показывают готовность к уроку. Фронтальный опрос слайд 2. Предлагает выполнить упражнение на тренажёре слайд 3. Оглашение темы урока, целей слайд 1,4. Отвечают на вопросы учителя в процессе беседы. Записывают в тетрадь тему урока. Корректирует высказывания обучающихся, предлагая посмотреть демонстрационный эксперимент, и выполнить лабораторную работу для подтверждения их версий. Контролирует правила ТБ при выполнении опытов, навыки и умения экспериментальной работы слайд Высказывают свои точки зрения. Открывают тетрадь для лабораторных работ, знакомятся с целью работы. Поочерёдно выполняют лабораторные опыты, записывая наблюдения в тетрадь. Комментирует задание к упражнению. Корректирует правильность его выполнения слайд Делает выводы по основным свойствам кислот. Вместе с учителем обсуждают результаты работы. Формулирует домашнее задание по учебнику и тетради слайд Методическая разработка урока "Классификация и химические свойства оснований с точки зрения теории электролитической диссоциации". Данный конспект урока можно использовать при закреплении знаний учащихся по теме "Кислоты. Урок проходит в игровой форме живо и очень интересно Учитель химии ГБОУ СОШ п. Изучение нового материала с использованием ЗОР, которые позволяют визуализировать материал. Социальная сеть работников образования ns portal. Детский сад Начальная школа Школа НПО и СПО ВУЗ. Главная Группы Мой мини-сайт Ответы на часто задаваемые вопросы Поиск по сайту Сайты классов, групп, кружков Сайты образовательных учреждений Сайты пользователей Форумы. Поиск по библиотеке Алгебра Астрономия Биология География Геометрия Дополнительное образование Естествознание Изобразительное искусство Иностранные языки Информатика и ИКТ История Коррекционная педагогика Краеведение Литература Материалы для родителей МХК Музыка ОБЖ Обществознание Право Природоведение Психология Родной язык и литература Русский язык Технология Физика Физкультура и спорт Химия Экология Экономика Администрирование школы Внеклассная работа Классное руководство Материалы МО Материалы для родителей Материалы к аттестации Междисциплинарное обобщение Общепедагогические технологии Работа с родителями Социальная педагогика Сценарии праздников Аудиозаписи Видеозаписи Разное. Урок изучения новой темы в 8 классе. К нему разработана презентация и технологическая карта. Химические свойства кислот с точки зрения теории электролитической диссоциации ТЭД Цели урока: Сформировать понятие о кислотах как классе электролитов. Познакомить обучающихся с химическими свойствами кислот с точки зрения ТЭД. Показать использование на уроках химии электрохимического ряда напряжения металлов и таблицей растворимости для прогнозирования возможных химических реакций кислот. Продолжить формирование навыков работы с лабораторным оборудованием и реактивами. Развивать познавательный интерес к изучаемому предмету. Формировать умение проводить поиск, обработку, анализ и систематизацию информации. Продолжить формирование научного мировоззрения. Создать условия для повышения познавательной активности учащихся в приобретении новых знаний. Развивать самостоятельность и креативность мышления. Индикаторы лакмус, метилоранж, фенолфталеин. Растворы кислот соляной HCl и серной H 2 SO 4. Металлы Mg порошок, Zn гранулы, Cu проволока. Оксиды металлов оксид меди II CuO Раствор гидроксида натрия NaOH. Растворы солей BaCl 2 , AgNO 3 , Na 2 CO 3. Пробирки, держатель для пробирок, штатив для пробирок, демонстрационный штатив, спиртовка, пипетки. Учебник для общеобразовательных учреждений. Тетрадь для практических и лабораторных работ по химии классы. Виды деятельности учителя Организация деятельности обучающихся Деятельность с использованием ИКТ 1. Предлагает выполнить упражнение на тренажёре слайд 3 3. Урок "Химические свойства солей с точки зрения электролитической диссоциации" урок с использование ФЦОРконспект и технологическая карта учащегося Урок по химии в 8 классе учитель МКОУ Куликовская ООШ Тема урока: План - конспект урока "Свойства кислот с точки зрения ТЭД", с использованием ЭОР Учитель химии ГБОУ СОШ п. Методическая разработка урока "Химические свойства кислот" с использованием ЭОР Изучение нового материала с использованием ЗОР, которые позволяют визуализировать материал.
Как сделать ручку для погреба своими руками
Состави значение бюджетной классификации
История банковского дела кратко
Шаль испанский павлин схемаи описание спицами
Стих сильные не плачут