Как найти степень диссоциации 9 класс

Электролитическая диссоциация.
Степень диссоциации

Ключевые слова конспекта: электролитическая диссоциация, теория, электролиты, неэлектролиты, определения основаниям, кислотам и солям как электролитам, степень диссоциации, степень электролитической диссоциации.

---

---

ТЕОРИЯ ЭЛЕКТРОЛИТИЧЕСКОЙ ДИССОЦИАЦИИ

Электрический ток – это направленное движение заряженных частиц. В металлах такое направленное движение осуществляется за счёт относительно свободных электронов. Но проводить электрический ток могут не только металлы.

Вещества, растворы или расплавы которых проводят электрический ток, называются электролитами. Вещества, растворы или расплавы которых не проводят электрический ток, называются неэлектролитами.

Почему же электролиты проводят электрический ток?

В 1887 г. шведский учёный Сванте Аррениус сформулировал положения теории электролитической диссоциации. Основная идея этой теории заключается в том, что электролиты под действием растворителя самопроизвольно распадаются на ионы. Электропроводность электролитов обусловлена именно наличием в растворе свободных ионов, которые и являются носителями зарядов.

В дальнейшем теория электролитической диссоциации совершенствовалась. Современная теория водных растворов электролитов, кроме теории С. Аррениуса, включает в себя представления о гидратации ионов (И. А. Каблуков, В. А. Кистяковский) и теорию сильных электролитов (П. Й. Дебай, Э. А. Хюккель, 1923 г.).

Основными положениями теории электролитической диссоциации являются следующие:

1. Электролиты в растворах под действием растворителя самопроизвольно распадаются на ионы. Такой процесс называется электролитической диссоциацией. Диссоциация также может происходить при плавлении твёрдых электролитов (термическая диссоциация электролитов).
2. Ионы отличаются от атомов по составу и по свойствам. В водных растворах ионы находятся в гидратированном состоянии. Ионы в гидратированном состоянии отличаются по свойствам от ионов в газообразном состоянии вещества.
3. 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.

ОПРЕДЕЛЕНИЯ ОСНОВАНИЙ, КИСЛОТ И СОЛЕЙ

В свете теории электролитической диссоциации можно дать определения основаниям, кислотам и солям как электролитам.

Основания – это электролиты, в результате диссоциации которых в водных растворах образуется только один вид анионов – гидроксид-анионы OH^–:

КОН = К⁺ + OH^–
Са(ОН)₂ = Са²⁺ + 2 OH^–

Кислоты – это электролиты, в результате диссоциации которых в водных растворах образуется только один вид катионов – катионы водорода Н⁺ (точнее – катионы гидроксония H₃O⁺).

Катион гидроксония образуется при взаимодействии Н⁺ с молекулой H₂O. В результате образуется ещё одна ковалентная связь кислорода с водородом по донорно-акцепторному механизму:

Н⁺ + H₂O = H₃O⁺

Примеры диссоциации кислот:

НCl = Н⁺ + Cl^–   или   НCl + H₂O = H₃O⁺ + Cl^–
НСlO₄ = Н⁺ + СlO₄^–    или   НСlO₄ + H₂O = H₃O⁺ + СlO₄^–

Многоосновные кислоты диссоциируют ступенчато:

Суммарное уравнение: H₂SO₄ + 2Н₂О = 2H₃O⁺ + SO₄

Соли – это электролиты, диссоциирующие в водном растворе на катионы металлов и анионы кислотного остатка.

Средние соли диссоциируют с образованием только катионов металла и анионов кислотного остатка. Например:

Соли аммония вместо катиона металла содержат катион аммония. Например:

NH₄Cl = NH₄⁺ + Cl^–

Основные соли диссоциируют с образованием катионов металла, анионов ОН– и анионов кислотного остатка:

Суммарное уравнение: AlOНCl₂ = Al³⁺ + ОН^– + 2Cl^–

Кислые соли диссоциируют с образованием катионов металла, катионов водорода (гидроксония) и анионов кислотного остатка. Например:

Суммарное уравнение: Са(НСO₃)₂ + 2H₂O = Са²⁺ + 2H₃O⁺ + 2СО₃^2–

Двойные соли – соли, в результате диссоциации которых образуются катионы нескольких металлов (или аммония и какого–либо металла) и анионы одного кислотного остатка. Например, сульфат калия–хрома (хромокалиевые квасцы):

KCr(SO₄)₂ = К⁺ + Cr³⁺ + 2SO₄^2–

Смешанные соли – соли, в результате диссоциации которых образуются катионы какого-либо металла и анионы нескольких кислотных остатков. Например, хлорид-гипохлорит кальция (хлорная известь):

СаСlOCl = Са²⁺ + Cl^– + СlO^–

При растворении одних электролитов диссоциация происходит практически полностью. Такие электролиты называют сильными. При растворении других электролитов диссоциация происходит в незначительной мере, их называют слабыми.

СТЕПЕНЬ ДИССОЦИАЦИИ

Для количественной оценки силы электролита введено понятие степени электролитической диссоциации.

Степень электролитической диссоциации (α) – отношение количества вещества электролита, распавшегося на ионы (n_расп.), к количеству вещества электролита, поступившего в раствор (n_общ.):

Степень диссоциации также выражают в процентах, тогда 0% < α < 100%.

Степень электролитической диссоциации зависит от природы электролита, его концентрации в растворе и температуры. С разбавлением и с повышением температуры степень электролитической диссоциации возрастает.

Оценить силу различных электролитов можно, сравнивая степень их электролитической диссоциации при одинаковых условиях:

Всё об электрической диссоциации кратко в одной таблице.

---

Конспект урока «Электролитическая диссоциация. Степень диссоциации».

Следующая тема: «Реакции ионного обмена. Ионное уравнение».

Материалы из методички: Сборник задач по теоретическим основам химии для студентов заочно-дистанционного отделения / Барботина Н.Н., К.К. Власенко, Щербаков В.В. – М.: РХТУ им. Д.И. Менделеева, 2007. -155 с.

Степень диссоциации

Классификация электролитов

Диссоциация электролитов

Константа диссоциации

Примеры решения задач

Задачи для самостоятельного решения

Степень диссоциации

Вещества, которые в растворах или расплавах полностью или частично распадаются на ионы, называются электролитами.

Степень диссоциации α — это отношение числа молекул, распавшихся на ионы N′ к общему числу растворенных молекул N:

α = N′/N

Степень диссоциации выражают в процентах или в долях единицы. Если α =0, то диссоциация отсутствует и вещество не является электролитом. В случае если α =1, то электролит полностью распадается на ионы.

Классификация электролитов

Согласно современным представлениям теории растворов все электролиты делятся на два класса: ассоциированные (слабые) и неассоциированные (сильные). Неассоциированные электролиты в разбавленных растворах практически полностью диссоциированы на ионы. Для этого класса электролитов a близко к единице (к 100 %). Неассоциированными электролитами являются, например, HCl, NaOH, K₂SO₄ в разбавленных водных растворах.

Ассоциированные электролиты подразделяются на три типа:

• • 1. Слабые электролиты существуют в растворах как в виде ионов, так и в виде недиссоциированных молекул. Примерами ассоциированных электролитов этой группы являются, в частности, Н₂S, Н₂SO₃, СН₃СOОН в водных растворах.
    2. Ионные ассоциатыобразуются в растворах путем ассоциации простых ионов за счет электростатического взаимодействия. Ионные ассоциаты возникают в концентрированных растворах хорошо растворимых электролитов. В результате в растворе находятся как простые ионы, так и ионные ассоциаты. Например, в концентрированном водном растворе КCl образуются простые ионы К⁺, Cl^— , а также возможно образование ионных пар (К⁺Cl^— ), ионных тройников (K₂Cl⁺, KCl₂^— ) и ионных квадруполей (K₂Cl₂, KCl₃^2- , K₃Cl²⁺).
    3. Комплексные соединения(как ионные, так и молекулярные), внутренняя сфера которых ступенчато диссоциирует на ионные и (или) молекулярные частицы.
       Примеры комплексных ионов: [Cu(NH₃)₄]²⁺_, [Fe(CN)₆]³⁺_, [Cr(H₂O)₃Cl₂]⁺.

При таком подходе один и тот же электролит может относиться к различным типам в зависимости от концентрации раствора, вида растворителя и температуры. Подтверждением этому являются данные, приведенные в таблице.

Таблица. Характеристика растворов KI в различных растворителях

Концентрация электролита, С, моль/л	Температура t,оС	Растворитель	Тип электролита
0,01	25	Н2О	Неассоциированный (сильный)
5	25	Н2О	Ионный ассоциат
0,001	25	С6Н6	Ассоциированный (слабый)

Приближенно, для качественных рассуждений можно пользоваться устаревшим делением электролитов на сильные и слабые. Выделение группы электролитов “средней силы” не имеет смысла. Эти электролиты являются ассоциированными. К слабым электролитам обычно относят электролиты, степень диссоцииации которых мала α<<1.

Таким образом, к сильным электролитам относятся разбавленные водные растворы почти всех хорошо растворимых в воде солей, многие разбавленные водные растворы минеральных кислот (НСl, HBr, НNО₃, НСlO₄ и др.), разбавленные водные растворы гидроксидов щелочных металлов. К слабым электролитам принадлежат все органические кислоты в водных растворах, некоторые водные растворы неорганических кислот, например, H₂S, HCN, H₂CO₃, HNO₂, HСlO и др. К слабым электролитам относится и вода.

Диссоциация электролитов

Уравнение реакции диссоциации сильного электролита можно представить следующим образом. Между правой и левой частями уравнения реакции диссоциации сильного электролита ставится стрелка или знак равенства:

HCl → H⁺ + Cl^— 

Na₂SO₃ = 2Na⁺ + SO₃^2- 

Допускается также ставить знак обратимости, однако в этом случае указывается направление, в котором смещается равновесие диссоциации, или указывается, что α≈1. Например:

NaOH → Na⁺ + OH^— 

Диссоциация кислых и основных солей в разбавленных водных растворах протекает следующим образом:

NaHSO₃ → Na⁺ + HSO₃^— 

Анион кислой соли будет диссоциировать в незначительной степени, поскольку является ассоциированным электролитом:

HSO₃^—  → H⁺ + SO₃^2- 

Аналогичным образом происходит диссоциация основных солей:

Mg(OH)Cl → MgOH⁺ + Cl^— 

Катион основной соли подвергается дальнейшей диссоциации как слабый электролит:

MgOH⁺  → Mg²⁺ + OH^— 

Двойные соли в разбавленных водных растворах рассматриваются как неассоциированные электролиты:

KAl(SO₄)₂  → K⁺ + Al³⁺ + 2SO₄^2- 

Комплексные соединения в разбавленных водных растворах практически полностью диссоциируют на внешнюю и внутреннюю сферы:

K₃[Fe(CN)₆]  → 3K⁺ + [Fe(CN)₆]^3- 

В свою очередь, комплексный ион в незначительной степени подвергается дальнейшей диссоциации:

[Fe(CN)₆]^3-  → Fe³⁺ + 6CN^— 

Константа диссоциации

При растворении слабого электролита КА в растворе установится равновесие:

КА  ↔ К⁺ + А^— 

которое количественно описывается величиной константы равновесия К_д, называемой константой диссоциации:

Kд = [К⁺] · [А^—] /[КА]                             (2)

Константа диссоциации характеризует способность электролита диссоциировать на ионы. Чем больше константа диссоциации, тем больше ионов в растворе слабого электролита. Например, в растворе азотистой кислоты HNO₂ ионов Н⁺ больше, чем в растворе синильной кислоты HCN, поскольку К(HNO₂) = 4,6·10^— 4, а К(HCN) = 4,9·10^— 10.

Для слабых I-I электролитов (HCN, HNO₂, CH₃COOH) величина константы диссоциации К_д связана со степенью диссоциации α  и концентрацией электролита c уравнением Оствальда:

К_д = (α^2·с)/(1-α)        (3)

Для практических расчетов при условии, что α<<1 используется приближенное уравнение:

К_д = α^2·с                (4)

Поскольку процесс диссоциации слабого электролита обратим, то к нему применим принцип Ле Шателье. В частности, добавление CH₃COONa к водному раствору CH₃COOH вызовет подавление собственной диссоциации уксусной кислоты и уменьшение концентрации протонов. Таким образом, добавление в раствор ассоциированного электролита веществ, содержащих одноименные ионы, уменьшает его степень диссоциации.

Следует отметить, что константа диссоциации слабого электролита связана с изменением энергии Гиббса в процессе диссоциации этого электролита соотношением:

ΔG_T⁰ = — RTlnK_д                    (5)

Уравнение (5) используется для расчета констант диссоциации слабых электролитов по термодинамическим данным.

Примеры решения задач

Задача 1. Определите концентрацию ионов калия и фосфат-ионов в 0,025 М растворе K₃PO₄.

Решение. K₃PO₄ – сильный электролит и в водном растворе диссоциирует полностью:

K₃PO₄ → 3К⁺ + РО₄^3- 

Следовательно, концентрации ионов К⁺ и РО₄^3- равны соответственно 0,075М и 0,025М.

Задача 2. Определите степень диссоциации α_д и концентрацию ионов ОН^— (моль/л) в 0,03 М растворе NH₃·H₂О при 298 К, если при указанной температуре К_д(NH₃·H₂О) = 1,76× 10^— 5.

Решение. Уравнение диссоциации электролита:

NH₃·H₂О → NH₄⁺ + OH^—

Концентрации ионов: [NH₄⁺] = αС ; [OH^—] = αС , где С – исходная концентрация NH₃·H₂О моль/л. Следовательно:

K_д = αС · αС /(1 — αС)

Поскольку α << 1, то:

К_д ≈ α ²С

Константа диссоциации зависит от температуры и от природы растворителя, но не зависит от концентрации растворов NH₃·H₂О. Закон разбавления Оствальда выражает зависимость α слабого электролита от концентрации.

α = √(К_д / С) = √(1,76× 10^— 5 / 0,03) = 0,024 или 2,4 %

[OH^—] = αС, откуда [OH^— ] = 2,4·10^— 2·0,03 = 7,2·10^-4 моль/л.

Задача 3. Определите константу диссоциации уксусной кислоты, если степень диссоциации CH₃CОOH в 0,002 М растворе равна 9,4 %.

Решение. Уравнение диссоциации кислоты:

CH₃CОOH  → СН₃СОО^— + Н⁺.

α = [Н⁺] / С_исх(CH₃CОOH)

откуда [Н⁺] = 9,4·10—2·0,002 = 1,88·10^-4 М.

Так как [CH₃CОO^—] = [Н⁺] и [CH₃CОOH] ≈ С_исх(CH₃CОOH), то:

Kд = [Н⁺]²  / С_исх(CH₃CОOH) 

Константу диссоциации можно также найти по формуле: К_д ≈ α ²С.

Задача 4. Константа диссоциации HNO₂ при 298К равна 4,6× 10^— 4. Найдите концентрацию азотистой кислоты, при которой степень диссоциации HNO₂ равна 5 %.

Решение.

К_д =α ²С , откуда получаем С_исх(HNO₂) = 4,6·10^— 4/(5·10^— 2)² = 0,184 М.

Задача 5. На основе справочных данных рассчитайте константу диссоциации муравьиной кислоты при 298 К.

Решение. Уравнение диссоциации муравьиной кислоты

НСООН →Н⁺ + СООН^— 

В “Кратком справочнике физико–химических величин” под редакцией А.А. Равделя и А.М. Пономаревой приведены значения энергий Гиббса образований ионов в растворе, а также гипотетически недиссоциированных молекул. Значения энергий Гиббса для муравьиной кислоты и ионов Н⁺ и СООН^— в водном растворе приведены ниже:

Вещество, ион	НСООН	Н+	СООН—
ΔGT0, кДж/моль	— 373,0	0	— 351,5

Изменение энергии Гиббса процесса диссоциации равно:

ΔG_T⁰ = — 351,5- (- 373,0) = 21,5 кДж/моль.

Для расчета константы диссоциации используем уравнение (5). Из этого уравнения получаем:

lnK_д = — Δ G_T⁰/RT= — 21500/(8,31 298) = — 8,68

Откуда находим: K_д = 1,7× 10^— 4.

Задачи для самостоятельного решения

1. К сильным электролитам в разбавленных водных растворах относятся:

1. СН₃СOOH
2. Na₃PO₄
3. NaCN
4. NH₃
5. C₂H₅OH
6. HNO₂
7. HNO₃

13.2. К слабым электролитам в водных растворах относятся:

1. KAl(SO₄)₂
2. NaNO₃
3. HCN
4. NH₄Cl
5. C₂H₅OH
6. H₂SO₃
7. H₂SO₄

3. Определите концентрацию ионов NH₄⁺ в 0,03 М растворе (NH₄)₂Fe(SO₄)₂;

4. Определите концентрацию ионов водорода в 6 мас.% растворе H₂SO₄, плотность которого составляет 1,038 г/мл. Принять степень диссоциации кислоты по первой и второй ступеням равной 100 %.

5. Определите концентрацию гидроксид-ионов в 0,15 М растворе Ba(OH)₂.

6. Степень диссоциации муравьиной кислоты в 0,1 М растворе равна 4 %. Рассчитайте Концентрацию ионов водорода в этом растворе и константу диссоциации НСООН.

7. Степень диссоциации муравьиной кислоты в водном растворе увеличится при:

а) уменьшении концентрации HCOOH;

б) увеличении концентрации HCOOH;

в) добавлении в раствор муравьиной кислоты HCOONa;

г) добавлении в раствор муравьиной кислоты НCl.

8. Константа диссоциации хлорноватистой кислоты равна 5× 10^— 8. Определите концентрацию HClO, при которой степень диссоциации HClO равна 0,5 %, и концентрацию ионов Н⁺ в этом растворе.

9. Вычислите объем воды, который необходимо добавить к 50 мл 0,02 М раствора NH₃·H₂О, чтобы степень диссоциации NH₃·H₂О увеличилась в 10 раз, если К_д(NH₄OH) = 1,76·10^— 5.

10. Определите степень диссоциации азотистой кислоты в 0,25 М растворе при 298 К, если при указанной температуре К_д(HNO₂) = 4,6× 10^— 4.

Степень диссоциации электролита определяют опытным путём и выражают в долях единицы или в процентах.

Электролиты имеют различную степень диссоциации, т. е. степень диссоциации зависит от природы электролита.

Она также зависит и от концентрации: с разбавлением раствора степень диссоциации увеличивается.

У таких электролитов значение степени диссоциации стремится к нулю.

Урок №
9                               дата                                        
класс 9  предмет химия

 Тема
урока:  Степень диссоциации. Сильные и слабые электролиты

Цели
урока: сформировать знания о
степени диссоциации и силе электролитов.

Задачи: 

Обучающие: углубить понятия об электролитах и ЭДС;
показать влияние разбавления, температуры на степень диссоциации; определить
понятие «степень электролитической диссоциации», сильные и слабые электролиты

Развивающие: развивать
умение записывать реакции  диссоциации;  формировать понятие
диссоциированных и недиссоциированных молекул; научиться определять силу
электролита в зависимости от степени диссоциации; развивать умение учащихся на
основе теоретических знаний сравнивать, анализировать, обобщать, логически
рассуждать, делать выводы, развивать устную речь.

 Воспитательные: воспитывать
интерес  к знаниям, взаимопомощь, чувство товарищества,
коммуникабельность, критичность по отношению к себе и другим, развивать
самооценку.

Оборудование
: Таблица растворимости, учебник, тетради, тесты, карточки, прибор для
электролиза

Тип
урока: комбинированный

Ход урока:

I. Оргмомент

2.
Актуализация опорных знаний

–
проверка домашнего задания

Химический
диктант

Закончить
предложение:

1).
Электролитическая диссоциация – это….

2).
Электролиты – это….

3).
Неэлектролиты – это…

4).
Что показывают уравнения: а) NaCl – Na⁺+Cl^– и
б) Na⁺+Cl^– – NaCl ? Как осуществить
эти процессы в домашних условиях?

Карточки:

1).Составить
уравнения диссоциации веществ: NaNO₃, HCl, KOH

2).
При диссоциации каких веществ в воде образуются ионы: Na⁺, Cl^–, H⁺, Br^–, Li⁺,OH^–

3).
Составьте уравнения диссоциации веществ: серной кислоты, карбоната натрия,
гидроксида кальция

3.Мотивация

До сих
пор мы рассматривали электролиты, которые в водных растворах диссоциируют
полностью. Возникает вопрос: все ли электролиты в одинаковой степени
распадаются на ионы?  Какова цель нашего урока?

4.
Целеполагание

5.
Изучение нового материала

1)Если
опустить в концентрированный раствор хлорида натрия электроды прибора для
определения электрической проводимости, то лампочка в нем засветится ярко, а в
концентрированном растворе уксусной кислоты – неярко. При добавлении воды к
раствору уксусной кислоты лампочка начинает светиться все ярче. Разбавление же
раствора хлорида натрия почти не влияет на яркость свечения лампочки. Так как
электрическая проводимость зависит от числа ионов в растворе, то,
следовательно, хлорид натрия даже в концентрированных растворах диссоциирует на
ионы полностью, молекулы же уксусной кислоты в концентрированных растворах
почти не диссоциируют. При разбавлении раствора уксусной кислоты число
диссоциированных молекул увеличивается.

2).
Дайте определение кислотам с точки зрения ТЭД. Приведите примеры.

-Дайте
определение щелочам с точки зрения ТЭД. Приведите примеры.

-Дайте
определение солям с точки зрения ТЭД. Приведите примеры.

Выводы:

– Некоторые
электролиты независимо от концентрации в водных растворах диссоциируют на ионы
полностью. Это вещества с ионной кристаллической решеткой.

–  Существуют
электролиты, которые диссоциируют частично. Разбавление таких растворов
приводит к смещению равновесия вправо, а увеличение концентрации – влево.

ФИЗМИНУТКА!

3)Степень
электролитической диссоциации.

Отношение
числа диссоциированных молекул к общему числу молекул, находящихся в растворе,
называют степенью диссоциации.

Степень
диссоциации (α – греческая
буква альфа) –  это отношение числа молекул, распавшихся на ионы
(n), к общему числу растворенных молекул (N):

Степень
диссоциации электролита определяется опытным путем и выражается в долях единицы
или в процентах. Если α = 0, то диссоциация отсутствует, а если α = 1 или 100%,
то электролит полностью распадается на ионы. Если же α = 20%, то это означает,
что из 100 молекул данного электролита 20 распалось на ионы.

4)Степень
диссоциации зависит от природы электролита и растворителя, от концентрации
электролита, температуры.

1.     Зависимость
степени диссоциации от добавления одноименных ионов:  при
добавлении одноименных ионов в раствор, степень диссоциации уменьшается.

2.     Зависимость степени диссоциации от концентрации  электролита:  с
уменьшением концентрации электролита, т.е. при разбавлении его водой, степень
диссоциации всегда увеличивается.

3.     Зависимость степени диссоциации от
температуры:  степень диссоциации
возрастает при повышении температуры.

Сильные и слабые электролиты

В
зависимости от степени диссоциации различают электролиты сильные и слабые.
Электролиты со степенью диссоциации больше 30% обычно называют сильными, со
степенью диссоциации от 3 до 30% — средними, менее 3% — слабыми электролитами.

Классификация
электролитов в зависимости от степени электролитической диссоциации (памятка)

2.
Сильные кислоты (НСl, HBr, HI, НNО₃, НClO₄, Н₂SO_4(разб.));

3.
Сильные основания – щёлочи.

H₃PO₄

H₂SO₃

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);

6.
Закрепление

1.Чему
равна степень диссоциации электролита, если при растворении его в воде из
каждых 100 молекул на ионы распалось: а) 5 молекул, б) 80 молекул?

2.В
перечне веществ подчеркните слабые электролиты.

H₂SO₄; H₂S; CaCl₂;
Ca(OH)₂; Fe(OH)₂; Al₂(SO₄)_3; Mg₃(PO4)₂;
H₂SO₃; КОН, KNO₃; HCl; BaSO₄;
Zn(OH)₂; CuS; Na₂CO₃.

3. При
полной диссоциации 1 моль нитрата меди (II) в растворе образуется:

А) 3
моль катионов меди и 1 моль нитрат-ионов;

Б) 2
моль катионов меди и 3 моль нитрат-ионов;

В) 1
моль катионов меди и 2 моль нитрат-ионов;

Г) 1
моль катионов меди и 3 моль нитрат-ионов.

7.
Рефлексия

8. Домашнее задание: п.                упр. 1, 4 стр. 
письменно, учить правила, подготовиться к тестам

9.
Подведение итога урока

Химический
диктант

Закончить
предложение:

1).
Электролитическая диссоциация – это….

2).
Электролиты – это….

3).
Неэлектролиты – это…

4).
Что показывают уравнения: а) NaCl – Na⁺+Cl^– и
б) Na⁺+Cl^– – NaCl 

 Как
осуществить эти процессы в домашних условиях?

Химический
диктант

Закончить
предложение:

1).
Электролитическая диссоциация – это….

2).
Электролиты – это….

3).
Неэлектролиты – это…

4).
Что показывают уравнения: а) NaCl – Na⁺+Cl^– и
б) Na⁺+Cl^– – NaCl 

 Как
осуществить эти процессы в домашних условиях?

Химический
диктант

Закончить
предложение:

1).
Электролитическая диссоциация – это….

2).
Электролиты – это….

3).
Неэлектролиты – это…

4).
Что показывают уравнения: а) NaCl – Na⁺+Cl^– и
б) Na⁺+Cl^– – NaCl 

 Как
осуществить эти процессы в домашних условиях?

Химический
диктант

Закончить
предложение:

1).
Электролитическая диссоциация – это….

2).
Электролиты – это….

3).
Неэлектролиты – это…

4).
Что показывают уравнения: а) NaCl – Na⁺+Cl^– и
б) Na⁺+Cl^– – NaCl 

 Как
осуществить эти процессы в домашних условиях?

Химический
диктант

Закончить
предложение:

1).
Электролитическая диссоциация – это….

2).
Электролиты – это….

3).
Неэлектролиты – это…

4).
Что показывают уравнения: а) NaCl – Na⁺+Cl^– и
б) Na⁺+Cl^– – NaCl 

 Как
осуществить эти процессы в домашних условиях?

Химический
диктант

Закончить
предложение:

1).
Электролитическая диссоциация – это….

2).
Электролиты – это….

3).
Неэлектролиты – это…

4).
Что показывают уравнения: а) NaCl – Na⁺+Cl^– и
б) Na⁺+Cl^– – NaCl 

 Как
осуществить эти процессы в домашних условиях?

Карточка№
2

1).Составьте
 уравнения диссоциации веществ: NaNO₃, HCl, KOH

2).
При диссоциации каких веществ в воде образуются ионы: Na⁺, Cl^–, H⁺, Br^–, Li⁺,OH^–

3).
Составьте уравнения диссоциации веществ: серной кислоты, карбоната натрия,
гидроксида кальция

Карточка№
2

1).Составьте
 уравнения диссоциации веществ: NaNO₃, HCl, KOH

2).
При диссоциации каких веществ в воде образуются ионы: Na⁺, Cl^–, H⁺, Br^–, Li⁺,OH^–

3).
Составьте уравнения диссоциации веществ: серной кислоты, карбоната натрия,
гидроксида кальция

Карточка№
2

1).Составьте
 уравнения диссоциации веществ: NaNO₃, HCl, KOH

2).
При диссоциации каких веществ в воде образуются ионы: Na⁺, Cl^–, H⁺, Br^–, Li⁺,OH^–

3).
Составьте уравнения диссоциации веществ: серной кислоты, карбоната натрия,
гидроксида кальция

Карточка№
2

1).Составьте
 уравнения диссоциации веществ: NaNO₃, HCl, KOH

2).
При диссоциации каких веществ в воде образуются ионы: Na⁺, Cl^–, H⁺, Br^–, Li⁺,OH^–

3).
Составьте уравнения диссоциации веществ: серной кислоты, карбоната натрия,
гидроксида кальция

Карточка№
2

1).Составьте
 уравнения диссоциации веществ: NaNO₃, HCl, KOH

2).
При диссоциации каких веществ в воде образуются ионы: Na⁺, Cl^–, H⁺, Br^–, Li⁺,OH^–

3).
Составьте уравнения диссоциации веществ: серной кислоты, карбоната натрия,
гидроксида кальция

Карточка№
2

1).Составьте
 уравнения диссоциации веществ: NaNO₃, HCl, KOH

2).
При диссоциации каких веществ в воде образуются ионы: Na⁺, Cl^–, H⁺, Br^–, Li⁺,OH^–

3).
Составьте уравнения диссоциации веществ: серной кислоты, карбоната натрия,
гидроксида кальция