Как составить уравнение тэд

Это значит что прежде чем писать уравнение взаимодействия веществ в водных растворах, нужно учесть, что в водных растворах сильные электролиты полностью диссоциированы, поэтому реакция фактически идёт с участием ионов, но не всех, а только некоторых.

Например, мы пишем уравнение: CaCl2 + Na2CO3 —–> CaCO3 + 2 NaCl.

Из такой записи непонятно, как же именно происходит взаимодействие.

Теперь распишем эту же реакцию с учётом того, что и CaCl2 и Na2CO3 ( а также NaCl) – сильные электролиты и полностью диссоциированы на ионы:

Ca(2+) + 2 Cl(-) + 2 Na(+) + CO3(2-) —–> CaCO3 + 2 Na(+) + Cl(-).

Теперь видим, что некоторые ионы присутствуют в обеих частях уравнения, поэтому, как и в алгебраических уравнениях, можно “привести подобные члены”:

Ca(2+) + CO3(2-) —–> CaCO3.

Вот теперь видна вся суть происходящего. Катионы Ca(2+) и анионы CO3(2-) соединяются друг с другом, и образуют нерастворимый CaCO3.

Электролитической диссоциацией называют процесс, в ходе которого молекулы растворенного вещества
распадаются на ионы в результате взаимодействия с растворителем (воды). Диссоциация является обратимым процессом.

Диссоциация обуславливает ионную проводимость растворов электролитов. Чем больше молекул вещества распадается на ионы, тем
лучше оно проводит электрический ток и является более сильным электролитом.

В общем виде процесс электролитической диссоциации можно представить так:

KA ⇄ K⁺ (катион) + A^– (анион)

NaCl ⇄ Na⁺ + Cl^–

Замечу, что сила кислоты определяется способностью отщеплять протон. Чем легче кислота его отщепляет, тем она сильнее.

У HF крайне затруднен процесс диссоциации из-за образования водородных связей между F (самым электроотрицательным элементом) одной молекулы
и H другой молекулы.

Ступени диссоциации

Некоторые вещества диссоциируют на ионы не в одну стадию (как NaCl), а ступенчато. Это характерно для многоосновных кислот: H₂SO₄,
H₃PO₄.

Посмотрите на ступенчатую диссоциацию ортофосфорной кислоты:

Важно заметить, что концентрация ионов на разных ступенях разная. На первых ступенях ионов всегда много, а до последних доходят не все молекулы.
Поэтому в растворе ортофосфорной кислоты концентрация дигидрофосфат-анионов будет больше, чем фосфат-анионов.

Для серной кислоты диссоциация будет выглядеть так:

Для средних солей диссоциация чаще всего происходит в одну ступень:

Na₃PO₄ ⇄ 3Na⁺ + PO₄^3-

Из одной молекулы ортофосфата натрия образовалось 4 иона.

K₂SO₄ ⇄ 2K⁺ + SO₄^2-

Из одной молекулы сульфата калия образовалось 3 иона.

Электролиты и неэлектролиты

Химические вещества отличаются друг от друга по способности проводить электрический ток. Исходя из этой способности,
вещества делятся на электролиты и неэлектролиты.

Электролиты – жидкие или твердые вещества, в которых присутствуют ионы, способные перемещаться и проводить электрический
ток. Связи в их молекулах обычно ионные или ковалентные сильнополярные.

К ним относятся соли, сильные кислоты и щелочи (растворимые основания).

Степень диссоциации сильных электролитов составляет от 0,3 до 1, что означает 30-100% распад молекул, попавших в раствор, на ионы.

Неэлектролиты – вещества недиссоциирующие в растворах на ионы. В молекулах эти веществ связи ковалентные неполярные или слабополярные.

К неэлектролитам относятся многие органические вещества, слабые кислоты, нерастворимые в воде основания и гидроксид аммония.

Степень их диссоциации до 0 до 0.3, то есть в растворе неэлектролита на ионы распадается до 30% молекул. Они плохо или вообще не проводят
электрический ток.

Молекулярное, полное и сокращенное ионные уравнения

Молекулярное уравнение представляет собой запись реакции с использованием молекул. Это те уравнения, к которым мы привыкли и которыми
наиболее часто пользуемся. Примеры молекулярных уравнений:

Полные ионные уравнения записываются путем разложения молекул на ионы. Запомните, что нельзя раскладывать на ионы:

• Слабые электролиты (в их числе вода)
• Осадки
• Газы

Сокращенное ионное уравнение записывается путем сокращения одинаковых ионов из левой и правой части. Просто, как в математике – остается только то,
что сократить нельзя.

Темы кодификатора ЕГЭ: Электролитическая диссоциация электролитов вводных растворах. Сильные и слабые электролиты.

Электролиты – это вещества, растворы и расплавы которых проводят электрический ток.

Электрический ток – это упорядоченное движение заряженных частиц под действием электрического поля. Таким образом, в растворах или расплавах электролитов есть заряженные частицы. В растворах электролитов, как правило, электрическая проводимость обусловлена наличием ионов.

Ионы – это заряженные частицы (атомы или группы атомов). Разделяют положительно заряженные ионы (катионы) и отрицательно заряженные ионы (анионы).

Электролитическая диссоциация — это процесс распада электролита на ионы при его растворении или плавлении.

Разделяют вещества — электролиты и неэлектролиты. К неэлектролитам относятся вещества с прочной ковалентной неполярной связью (простые вещества), все оксиды (которые химически не взаимодействуют с водой), большинство органических веществ (кроме полярных соединений — карбоновых кислот, их солей, фенолов) — альдегиды, кетоны, углеводороды, углеводы.

К электролитам относят некоторые вещества с ковалентной полярной связью и вещества с ионной кристаллической решеткой.

В чем же суть процесса электролитической диссоциации?

Поместим в пробирку несколько кристаллов хлорида натрия и добавим воду. Через некоторое время кристаллы растворятся. Что произошло?
Хлорид натрия – вещество с ионной кристаллической решеткой. Кристалл NaCl состоит из ионов Na⁺ и Cl^—. В воде этот кристалл распадается на структурные единицы-ионы. При этом распадаются ионные химические связи и некоторые водородные связи между молекулами воды. Попавшие в воду ионы  Na⁺ и Cl^— вступают во взаимодействие с молекулами воды. В случае хлорид-ионов можно говорить про электростатическое притяжение дипольных (полярных) молекул воды к аниону хлора, а в случае катионов натрия оно приближается по своей природе к донорно-акцепторному (когда электронная пара атома кислорода помещается на вакантные орбитали иона натрия). Окруженные молекулами воды ионы покрываются гидратной оболочкой. Диссоциация хлорида натрия описывается уравнением:

NaCl = Na⁺ + Cl^–

При растворении в воде соединений с ковалентной полярной связью, молекулы воды, окружив полярную молекулу, сначала растягивают связь в ней, увеличивая её полярность, затем разрывают её на ионы, которые гидратируются и равномерно распределяются в растворе. Например, соляная ксилота диссоциирует на ионы так: HCl = H⁺ + Cl^—.

При расплавлении, когда происходит нагревание кристалла, ионы начинают совершать интенсивные колебания в узлах кристаллической решётки, в результате чего она разрушается, образуется расплав, который состоит из ионов.

Процесс электролитической диссоциации характеризуется величиной степени диссоциации молекул вещества:

Степень диссоциации — это отношение числа продиссоциировавших (распавшихся) молекул к общему числу молекул электролита. Т.е., какая доля молекул исходного вещества распадается в растворе или расплаве на ионы.

α=N_{продисс}/N_исх, где:

N_{продисс} — это число продиссоциировавших молекул,

N_исх — это исходное число молекул.

По степени диссоциации электролиты делят на делят на сильные  и слабые.

Сильные электролиты (α≈1):

1. Все растворимые соли (в том числе соли органических кислот — ацетат калия CH₃COOK, формиат натрия HCOONa и др.)

2. Сильные кислоты: HCl, HI, HBr, HNO₃, H₂SO₄ (по первой ступени), HClO₄  и др.;

3. Щелочи: NaOH, KOH, LiOH, RbOH, CsOH; Ca(OH)₂, Sr(OH)₂, Ba(OH)₂.

Сильные электролиты распадаются на ионы практически полностью в водных растворах, но только в ненасыщенных. В насыщенных растворах даже сильные электролиты могут распадаться только частично. Т.е. степень диссоциации сильных электролитов α приблизительно равна 1 только для ненасыщенных растворов веществ. В насыщенных или концентрированны растворах степень диссоциации сильных электролитов может быть меньше или равна 1: α≤1.

Слабые электролиты (α<1):

1. Слабые кислоты, в т.ч. органические;

2. Нерастворимые основания и гидроксид аммония NH₄OH;

3. Нерастворимые и некоторые малорастворимые соли (в зависимости от растворимости).

Неэлектролиты:

1. Оксиды, не взаимодействующие с водой (взаимодействующие с водой оксиды при растворении в воде вступают в химическую реакцию с образованием гидроксидов);

2. Простые вещества;

3. Большинство органических веществ со слабополярными или неполярными связями (альдегиды, кетоны, углеводороды и т.д.).

Как диссоциируют вещества? По степени диссоциации различают сильные и слабые электролиты.

Сильные электролиты диссоциируют полностью (в насыщенных растворах),  в одну ступень, все молекулы распадаются на ионы, практически необратимо. Обратите внимание — при диссоциации в растворе образуются только устойчивые ионы. Самые распространенные ионы можно найти в таблице растворимости — это ваша официальная шпаргалка на любом экзамене.  Степень диссоциации сильных электролитов примерно равна 1. Например, при диссоциации фосфата натрия образуются ионы Na⁺ и PO₄^3–:

Na₃PO₄ → 3Na⁺ +PO₄^3-

 NH₄Cr(SO₄)₂  →  NH₄⁺ + Cr³⁺ + 2SO₄^2–

Диссоциация слабых электролитов: многоосновных кислот и многокислотных оснований происходит ступенчато и обратимо. Т.е. при диссоциации слабых электролитов распадается на ионы только очень небольшая часть исходных частиц. Например, угольная кислота:

H₂CO₃ ↔ H⁺ + HCO₃^–

HCO₃^– ↔ H⁺ + CO₃^2–

Гидроксид магния диссоциирует также в 2 ступени:

Mg(OH)₂ ⇄ Mg(OH) + OH^–

Mg(OH)⁺ ⇄ Mg²⁺ + OH^–

Кислые соли диссоциируют также ступенчато, сначала разрываются ионные связи, затем — ковалентные полярные. Например, гидрокабонат калия и гидроксохлорид магния:

KHCO₃ ⇄ K⁺ + HCO₃^– (α=1)        

HCO₃^– ⇄ H⁺ + CO₃^2– (α < 1)

     Mg(OH)Cl ⇄ MgOH⁺ + Cl^– (α=1)      

MgOH⁺ ⇄ Mg²⁺ + OH^– (α<< 1)

 Степень диссоциации слабых электролитов намного меньше 1: α<<1.

Основные положения теории электролитической диссоциации, таким образом:

1. При растворении в воде электролиты диссоциируют (распадаются) на ионы.

2. Причина диссоциации электролиты в воде – это его гидратация, т.е. взаимодействие с молекулами воды и разрыв химической связи в нем.

3. Под действием внешнего электрического поля положительно заряженные ионы двигаются к отрицательно заряженному электроду — катоду, их называют катионами. Отрицательно заряженные электроны двигаются к положительному электроду – аноду. Их называют анионами.

4. Электролитическая диссоциация происходит обратимо для слабых электролитов, и практически необратимо для сильных электролитов.

5. Электролиты могут в разной степени диссоциировать на ионы — в зависимости от внешних условий, концентрации и природы электролита.

6. Химические свойства ионов отличаются от свойств простых веществ. Химические свойства растворов электролитов определяются свойствами тех ионов, которые из него образуются при диссоциации.

Примеры.

1. При неполной диссоциации 1 моль соли общее количество положительных и отрицательных ионов в растворе составило 3,4 моль. Формула соли – а) K₂S    б) Ba(ClO₃)₂    в) NH₄NO₃   г) Fe(NO₃)₃

Решение: для начала определим силу электролитов. Это легко можно сделать по таблице растворимости. Все соли, приведенные в ответах — растворимые, т.е. сильные электролиты. Далее, запишем уравнения электролитической диссоциации и по уравнению определим максимально число ионов в каждом растворе:

а) K₂S ⇄ 2K⁺ + S^2–, при полном распаде 1 моль соли образуется 3 моль ионов, больше 3 моль ионов не получится никак;

б) Ba(ClO₃)₂ ⇄ Ba²⁺ + 2ClO₃^–, опять при распаде 1 моль соли образуется 3 моль ионов, больше 3 моль ионов не образуется никак;

в) NH₄NO₃ ⇄ NH₄⁺+ NO₃^–, при распаде 1 моль нитрата аммония образуется 2 моль ионов максимально, больше 2 моль ионов не образуется никак;

г) Fe(NO₃)₃ ⇄ Fe³⁺ + 3NO₃^–, при полном распаде 1 моль нитрата железа (III) образуется 4 моль ионов. Следовательно, при неполном распаде 1 моль нитрата железа возможно образование меньшего числа ионов (неполный распад возможен в насыщенном растворе соли). Следовательно, вариант 4 нам подходит.

Ответ г).

Уравнения химических реакций в свете тэд

Как объяснить тот факт, что кислоты, соли и основания вступают в реакции не со всеми веществами, а со строго определенными? Чем определяются свойства кислот, оснований и солей?

На эти вопросы вы найдете ответы на данном уроке.

I. Химические свойства щелочей

1. Взаимодействие щелочей с кислотами: Me(OH)_x + H_xR

NaOH +HCl NaCl + H2O
Na + + OH – + H + + Cl – Na + + Cl – + H₂O
H + +OH – H₂O

2. Взаимодействие щелочей с кислотными оксидами: Me(OH)_x + неMe_xO_y

2NaOH +CO₂ Na₂CO₃ + H₂O
2Na + + 2OH – + CO₂2Na + + CO₃ 2- + H₂O
2OH – + CO₂ CO₃ 2- + H₂O

Если через пробирку с известковой водой (Ca(OH)2) пропустить углекислый газ (CO₂) , то известковая вода мутнеет, следствие образования соли – карбоната кальция (CaCO₃).

Щёлочи вступают в реакцию обмена с солями, при этом образуется новая соль и новое основание, но для этого нужно, чтобы образовался осадок или слабый электролит. Если в одну пробирку с гидроксида натрия добавить хлорида аммония (NH₄Cl), во вторую – с гидроксидом калия (КОН) добавить сульфат железа (III) (Fe₂(SO₄)₃), а в третью – с гидроксидом натрия добавить хлорид бария (BaCl₂) и содержимое первой пробирки нагреем, то в результате появляется резкий запах аммиака (NH₃). Во второй пробирке образуется осадок бурого цвета, а в третьей пробирке изменений не произошло.

2NaOH +MgCl₂Mg(OH)₂ + 2NaCl
2Na + +2OH – + Mg 2+ +2Cl – Mg(OH)₂ +2Na + +2Cl –
2OH – + Mg 2+ Mg(OH)₂

II. Химические свойства солей

1. Взаимодействие солей с металлами: Me_xO_y + Me*

Но нужно быть внимательным и обязательно пользоваться рядом активности металлов. Каждый металл вытесняет из раствора соли металлы, расположенные правее его в этом ряду.

При этом должны соблюдаться условия:

• обе соли (и реагирующая, и образующаяся) должны быть растворимыми
• металлы не должны реагировать с водой (т.е. щелочные и щелочноземельные металлы, которые реагируют с водой с образованием щелочей).

Посмотрим, как это происходит: в первую пробирку поместим железный гвоздь, во вторую – свинцовую пластину, а в третью – медную пластину. В первые две пробирки нальём раствора сульфата меди (II) (CuSO4), а в третью – раствор сульфата железа (II) (FeSO4). Через некоторое время мы можем наблюдать, что на железном гвозде осела медь, а во второй и третьей пробирке нет никаких изменений. Следовательно, в первой пробирке находился более активный металл, который вытеснил медь из раствора, во второй пробирке реакция не пошла, т.к. образующая соль (сульфат свинца (II)) является нерастворимой, в третьей пробирке реакция не прошла, т.к. медь стоит правее железа в ряду напряжений и не может вытеснить его из раствора соли.

Fe0 + Cu 2+ = Fe 2+ + Cu0↓

2. Взаимодействие солей с щелочами:

3. Взаимодействие солей с кислотами:

В реакциях солей с солями образуются новые соли, в реакциях с кислотой – образуется новая кислота, в реакциях с основаниями образуется новая соль и новое основание.

III. Химические свойства кислот

Кислоты всегда начинается с водорода, окрашивают лакмус и метиловый оранжевый в красный цвет, ведь в их составе есть ион водорода (H+), который всегда образуется при диссоциации.

Так, при диссоциации соляной кислоты (HCl), образуется ион водорода и хлорид-ион (Cl – ), при диссоциации азотной кислоты (HNO₃), тоже ион водорода и нитрат-ион (NO₃ – ), при диссоциации азотистой кислоты (HNO₂) – ион водорода и нитрит-ион (NO₂ – ).

HCl = H + + Cl –

HNO₃ = H + + NO₃ –

HNO₂ ⇆ H + + NO₂ –

Именно поэтому, кислоты окрашивают лакмус и метиловый оранжевый в красный цвет.

1. Кислоты реагируют с основаниями: как с растворимыми, так и с нерастворимыми. При этом образуется соль и вода. Этот тип реакций относится к реакциям обмена.

Кислота + основание = соль + вода

Например, если мы в пробирку с гидроксидом натрия (NaOH) добавим несколько капель фенолфталеина, то раствор щёлочи окрасится в малиновый цвет, а затем сюда же добавим раствор соляной кислоты (HCl), то малиновая окраска исчезает. Окраска исчезает, т.к. в результате этой реакции образуется соль и вода. Образование соли можно легко подтвердить: если мы на предметное стекло капнем несколько капель раствора и выпарим, то на стекле появятся кристаллы соли.

2. Кислоты также вступают в реакции обмена с оксидами металлов. В результате реакции образуется соль и вода. Эта реакция вам уже знакома, наверняка оксиды, вам уже всё рассказали об этом.

Кислота + оксид металла = соль + вода

3. Кислоты реагируют с металлами, эти реакции относятся к реакциям замещения, при этом образуется соль и выделяется водород.

Кислота + металл = соль + водород

Для протекания данных реакций необходимо выполнение ряда условий:

• металл находиться в ряду напряжений до водорода
• должна получиться растворимая соль
• если кислота нерастворимая, то она не может вступить в реакцию с металлами.

Давайте, попробуем проверить. Поместим в четыре пробирки металлы: в первую пробирку – цинк, во вторую –алюминий, в третью – свинец, четвёртую – медь. В первую и третью пробирку нальём раствора серной кислоты (H2SO4), во вторую и четвёртую – раствора соляной кислоты (HCl). Понаблюдаем за изменениями. В первой и второй пробирке наблюдается выделение водорода, в третьей и четвёртой – нет. В пробирке со свинцом и серной кислотой реакция не пошла, т.к. в результате образуется нерастворимая соль, которая покрывает всю поверхность металла защитной плёнкой. В четвёртой пробирке также изменений нет, т.к. медь стоит в ряду напряжений металлов после водорода.

Zn 0 + 2H + = Zn 2+ + H₂ 0 ↑

2Al 0 + 6H + = 2Al 3+ + 3H₂ 0 ↑

Кислоты вступаем в реакции обмена с солями, при этом образуется новая кислота и новая соль. Эти реакции протекают в том случае, если образуется осадок или газ.

Кислота + соль = новая кислота + новая соль

Соляна (HCl) и серная кислоты (H₂SO₄), вам покажут это: в первой пробирке будет соляная кислота и силикат натрия (Na₂SiO₃), во второй – серная кислота и карбоната калия (K₂CO₃), в третьей – опять соляной кислоты и хлорида бария (BaCl2). Посмотрим за изменениями. В первой пробирке мы наблюдаем образование студенистого осадка (H₂SiO₃), во второй – выделение газа (CO₂), а в третьей – изменений нет. В двух пробирках реакции прошли, т.к. выполнялись следующие условия: в первой – образование осадка, во второй – выделение газа.

IV. Выполнение упражнений

Задание: составьте уравнения цепочки реакций (на “4”)

Еесли реакция является обменом, разберите ее как РИО, если реакция является ОВР, разберите ее с помощью электронного баланса (на “5”)

Химические свойства кислот в свете теории электролитической диссоциации

Разделы: Химия

Цель: изучить химические свойства кислот в свете теории электролитической диссоциации.

Задачи:

изучение алгоритма по составлению уравнений химических реакций в полной и сокращенной ионной форме;

составление уравнений химических реакций в молекулярной, полной и сокращенной ионной форме

проведение лабораторного опыта, представление полученных результатов в таблицу.

Оборудование: таблица растворимости, электрохимический ряд напряжений металлов, наборы посуды и реактивов для проведения химического эксперимента, компьютер, проектор

Планируемый результат:

умеют составлять уравнения химических реакций в молекулярной, полной и сокращенной ионной форме;

знают признаки классификации кислот;

знают реакции, характерные для растворов кислот (соляной или серной);

умеют пользоваться таблицей растворимости;

умеют пользоваться электрохимическим рядом напряжений;

решают экспериментальные задачи по данной теме.

Ход учебного занятия

1. Организационный момент

2. Проверка домашнего задания

Учащимся задаются частные вопросы

Какие кислоты вам известны? Запишите формулы известных вам кислот на доске (2-3 ученика записывают формулы кислот на доске, дают им названия, остальные работают в тетради)

Что мы называем кислотой?

На какие группы делятся электролиты по степени диссоциации?

Какие вещества относят к электролитам? К неэлектролитам?

Что такое степень диссоциации?

Ваше домашнее заданием было следующим, пользуясь различными источниками информации приготовить ответ на следующие вопросы: Распространенность кислот в природе?

Какие кислоты используются в качестве пищевых добавок?

(задание выдается учащимся за неделю до проведения занятия)

Компетентностно-ориентированные задания (КОЗ)

Компетентность – коммуникативная/ публичное выступление. Уровень 1.

Представь себя в роли учителя, подготовь выступление на 5 мин. и выступи перед учащимися своего класса. Для подготовки используй Интернет-ресурс.

Подготовь план своего выступления и будь готов ответить на вопросы слушателей.

Наличие плана

Соот. выст. целям

Наличие наглядного

матер.
Ответы на вопросы
Использ. источн.
Соблюд. регламента

есть
нет
да
нет
да
нет
нет
кратко
полн. разверн.
да
нет
да
нет

1
0
1
0
1
0
0
1
2
1
0
1
0

3. Объяснение нового материала

Рассмотрим в свете ТЭД свойства веществ, растворы которых обладают электропроводностью

Кислоты – это электролиты, которые при диссоциации образуют катионы водорода и анионы кислотного остатка (примеры учащиеся записывают в тетради)

По признаку основности кислоты подразделяют на 3 группы:

• одноосновные
• двухосновные
• многоосновные

Ребята, приведите примеры данных кислот.

Мы уже знаем, что диссоциация многоосновных кислот протекает ступенчато. Рассмотрим несколько примеров реакции электролитической диссоциации.

Выйти к доске и записать диссоциацию азотной, серной и фосфорной кислот.

4. Важнейшие общие химические свойства кислот

Учитель объясняет материал (объяснение сопровождается демонстрационными опытами). Все реакции проецируются на экране, учащиеся их записывают в тетради.

HCl + NaOH = NaCl + H ₂O

H + + Cl – +Na + + OH – = Na + + Cl – + H ₂O

Реакция между кислотой и оксидами металлов

СаO + 2H + + SO₄ 2- = Са 2+ + SO₄ 2- + H 2O

СаO + 2H + = Са 2+ + H2O

Реакция между кислотой и солью

Кислоты взаимодействуют с металлами. При этом образуются соли, и выделяется водород. Однако металлы, стоящие в электрохимическом ряду напряжений металлов правее водорода, не вытесняют его из кислот:

Zn 0 + 2H + + 2Cl – = Zn 2+ + 2Cl – + H₂ 0

Zn 0 + 2H + = Zn 2+ + H₂ 0

Cu + HCl = реакция невозможна

Концентрированные азотная и серная кислоты реагируют с металлами иначе.

5. Работа по проблемным вопросам

Где в повседневной жизни мы применяем знания о свойствах кислот?

Как, используя лишь индикатор определить растворы следующих веществ: серная кислота, вода, гидроксид натрия?

Как надо провести реакцию, чтобы увидеть ее признаки?

Следующий этап работы – работа в парах.

Учащимся выдается КОЗа.

Перед проведением лабораторного опыта учащимся напоминают правила по технике безопасности.

Компетентностно-ориентированные задания (КОЗ)

1. Компетентность разрешения проблем (идентификация (определение) проблемы, действия по решению проблемы – 1 уровень)

У известного писателя Герберта Уэллса есть замечательный научно-фантастический роман о том, что один изобретатель создал удивительную машину, которая могла переносить человека в любую эпоху прошлого или будущего. Представим себе на минутку, что мы владеем подобной машиной. Перенесемся с ее помощью на несколько веков назад.

В те далекие времена люди считали, что всемогущие, сверхъестественные силы могут сделать все. Священнослужители, для убеждения верующих в чудесах, проделывали следующее: медленно, торжественно, с молитвами чистая вода наливается в сосуд, где она немедленно краснеет, приобретая цвет вина. Это “вино” выливают в другой прозрачный сосуд, где происходит его обесцвечивание. “Вино” не дается для пробы на вкус, а любопытство верующих удовлетворяется только изменением цвета жидкости.

И сегодня нам предстоит выяснить: это чудо или же знание химии?

Для ответа на этот вопрос выполните задание, следуя инструкции.

1. В пробирку налейте 2 мл раствора гидроксида натрия и добавьте 2-3 капли фенолфталеина. Какую окраску приобрел раствор?

2. С помощью пипетки к полученному раствору постепенно прибавьте 2мл раствора соляной кислоты. Что вы наблюдаете?

Отчет о выполненной работе занесите в таблицу

Реактивы (формула и название вещества)

Уравнения химической реакции (в молекулярной и ионной форме)

Наблюдения

Вывод

Реактивы (формула и название вещества)	Уравнения химической реакции (в молекулярной и ионной форме)	Наблюдения	Вывод
NaOH-гидроксид натрия	Раствор приобрел красную окраску	В щелочной среде фенолфталеин приобретает красную окраску
NaOH-гидроксид натрия

HCl – соляная (хлороводородная) кислота
NaOH + HCl =NaCl +H₂O

Na + + OH – + H + + Cl – = Na + + Cl – +H₂ O

OH – + H + = H₂ O
Раствор обесцветился
При взаимодействии основания и кислоты происходит реакция нейтрализации, в результате раствор обесцвечивается

2. Компетентность разрешения проблем (идентификация (определение) проблемы, действия по решению проблемы – 2 уровень). Информационная (обработка информации- 2 уровень)

Современная теория электролитической диссоциации говорит о том, что при растворении в воде электролиты распадаются на ионы. Пользуясь этой теорией, и знаниями о свойствах и классификации кислот ответьте на следующие вопросы:

1. С какими из перечисленных веществ взаимодействует разбавленная серная кислота.

• гидроксид калия
• ртуть
• оксид магния
• оксид фосфора
• алюминий

Запишите возможные реакции в ионном виде

2. Даны сокращенные ионные уравнения:

Cоставить полные ионные и молекулярные уравнения

3. Из перечня кислот

серная кислота, азотная кислота, сернистая кислота,

хлороводородная кислота, кремниевая кислота, угольная кислота выберите:

1. кислородсодержащие
2. нестабильные
3. нерастворимые в воде
4. двухосновные

6. Модульный ответ

2K + +2OH – + 2H + + SO 2- ₄ = 2K + + SO 2- ₄ + 2H₂O

MgO + 2H + + SO₄ 2- = Mg 2+ + SO 2- ₄+ H ₂O

MgO + 2H + = Mg 2+ + H₂ O

Ba 2+ + 2Cl – + 2H + + SO₄ 2- = BaSO₄ + 2H + + 2Cl –

2K + + CO 2- ₃ + 2H + + 2Cl – = 2K + +2Cl – + CO₂ + H₂ O

3) нерастворимые в воде:

8. Домашнее задание

Как различить растворы серной кислоты, хлорида бария, сульфата меди (II), гидроксида натрия, не имея других реактивов? Дать объяснение, записать уравнения химических реакций в молекулярной, полной и сокращенной ионной форме.

Даны сокращенные ионные уравнения реакций:

1) 2OH – + 2H + = 2H₂O

2) СаO + 2H + = Са 2+ + H₂ O

4) Fe 3+ + 3OH – = Fe(OH)₃

Составить полные ионные и молекулярные уравнения реакций.

Записать уравнения химических реакций в молекулярной, полной и сокращенной ионной форме.

Теория электролитической диссоциации

Темы кодификатора ЕГЭ: Электролитическая диссоциация электролитов вводных растворах. Сильные и слабые электролиты.

Электролиты – это вещества, растворы и расплавы которых проводят электрический ток.

Электрический ток – это упорядоченное движение заряженных частиц под действием электрического поля. Таким образом, в растворах или расплавах электролитов есть заряженные частицы. В растворах электролитов, как правило, электрическая проводимость обусловлена наличием ионов.

Ионы – это заряженные частицы (атомы или группы атомов). Разделяют положительно заряженные ионы (катионы) и отрицательно заряженные ионы (анионы).

Электролитическая диссоциация — это процесс распада электролита на ионы при его растворении или плавлении.

Разделяют вещества — электролиты и неэлектролиты. К неэлектролитам относятся вещества с прочной ковалентной неполярной связью (простые вещества), все оксиды (которые химически не взаимодействуют с водой), большинство органических веществ (кроме полярных соединений — карбоновых кислот, их солей, фенолов) — альдегиды, кетоны, углеводороды, углеводы.

К электролитам относят некоторые вещества с ковалентной полярной связью и вещества с ионной кристаллической решеткой.

В чем же суть процесса электролитической диссоциации?

Поместим в пробирку несколько кристаллов хлорида натрия и добавим воду. Через некоторое время кристаллы растворятся. Что произошло?
Хлорид натрия – вещество с ионной кристаллической решеткой. Кристалл NaCl состоит из ионов Na + и Cl — . В воде этот кристалл распадается на структурные единицы-ионы. При этом распадаются ионные химические связи и некоторые водородные связи между молекулами воды. Попавшие в воду ионы Na + и Cl — вступают во взаимодействие с молекулами воды. В случае хлорид-ионов можно говорить про электростатическое притяжение дипольных (полярных) молекул воды к аниону хлора, а в случае катионов натрия оно приближается по своей природе к донорно-акцепторному (когда электронная пара атома кислорода помещается на вакантные орбитали иона натрия). Окруженные молекулами воды ионы покрываются гидратной оболочкой. Диссоциация хлорида натрия описывается уравнением:

NaCl = Na + + Cl –

При растворении в воде соединений с ковалентной полярной связью, молекулы воды, окружив полярную молекулу, сначала растягивают связь в ней, увеличивая её полярность, затем разрывают её на ионы, которые гидратируются и равномерно распределяются в растворе. Например, соляная ксилота диссоциирует на ионы так: HCl = H + + Cl — .

При расплавлении, когда происходит нагревание кристалла, ионы начинают совершать интенсивные колебания в узлах кристаллической решётки, в результате чего она разрушается, образуется расплав, который состоит из ионов.

Процесс электролитической диссоциации характеризуется величиной степени диссоциации молекул вещества:

Степень диссоциации — это отношение числа продиссоциировавших (распавшихся) молекул к общему числу молекул электролита. Т.е., какая доля молекул исходного вещества распадается в растворе или расплаве на ионы.

N_{продисс} — это число продиссоциировавших молекул,

N_исх — это исходное число молекул.

По степени диссоциации электролиты делят на делят на сильные и слабые.

Сильные электролиты (α≈1):

1. Все растворимые соли (в том числе соли органических кислот — ацетат калия CH₃COOK, формиат натрия HCOONa и др.)

2. Сильные кислоты: HCl, HI, HBr, HNO₃, H₂SO₄ (по первой ступени), HClO₄ и др.;

3. Щелочи: NaOH, KOH, LiOH, RbOH, CsOH; Ca(OH)₂, Sr(OH)₂, Ba(OH)₂.

Сильные электролиты распадаются на ионы практически полностью в водных растворах, но только в ненасыщенных. В насыщенных растворах даже сильные электролиты могут распадаться только частично. Т.е. степень диссоциации сильных электролитов α приблизительно равна 1 только для ненасыщенных растворов веществ. В насыщенных или концентрированны растворах степень диссоциации сильных электролитов может быть меньше или равна 1: α≤1.

Слабые электролиты (α

1. Слабые кислоты, в т.ч. органические;

2. Нерастворимые основания и гидроксид аммония NH₄OH;

3. Нерастворимые и некоторые малорастворимые соли (в зависимости от растворимости).

Неэлектролиты:

1. Оксиды, не взаимодействующие с водой (взаимодействующие с водой оксиды при растворении в воде вступают в химическую реакцию с образованием гидроксидов);

2. Простые вещества;

3. Большинство органических веществ со слабополярными или неполярными связями (альдегиды, кетоны, углеводороды и т.д.).

Как диссоциируют вещества? По степени диссоциации различают сильные и слабые электролиты.

Сильные электролиты диссоциируют полностью (в насыщенных растворах), в одну ступень, все молекулы распадаются на ионы, практически необратимо. Обратите внимание — при диссоциации в растворе образуются только устойчивые ионы. Самые распространенные ионы можно найти в таблице растворимости — это ваша официальная шпаргалка на любом экзамене. Степень диссоциации сильных электролитов примерно равна 1. Например, при диссоциации фосфата натрия образуются ионы Na + и PO₄ 3– :

Диссоциация слабых электролитов : многоосновных кислот и многокислотных оснований происходит ступенчато и обратимо. Т.е. при диссоциации слабых электролитов распадается на ионы только очень небольшая часть исходных частиц. Например, угольная кислота:

HCO₃ – ↔ H + + CO₃ 2–

Гидроксид магния диссоциирует также в 2 ступени:

Mg(OH)₂ ⇄ Mg(OH) + OH –

Mg(OH) + ⇄ Mg 2+ + OH –

Кислые соли диссоциируют также ступенчато, сначала разрываются ионные связи, затем — ковалентные полярные. Например, гидрокабонат калия и гидроксохлорид магния:

KHCO₃ ⇄ K + + HCO₃ – (α=1)

HCO₃ – ⇄ H + + CO₃ 2– (α + + Cl – (α=1)

MgOH + ⇄ Mg 2+ + OH – (α 1. При растворении в воде электролиты диссоциируют (распадаются) на ионы.

2. Причина диссоциации электролиты в воде – это его гидратация, т.е. взаимодействие с молекулами воды и разрыв химической связи в нем.

3. Под действием внешнего электрического поля положительно заряженные ионы двигаюися к положительно заряженному электроду — катоду, их называют катионами. Отрицательно заряженные электроны двигаются к отрицательному электроду – аноду. Их называют анионами.

4. Электролитическая диссоциация происходит обратимо для слабых электролитов, и практически необратимо для сильных электролитов.

5. Электролиты могут в разной степени диссоциировать на ионы — в зависимости от внешних условий, концентрации и природы электролита.

6. Химические свойства ионов отличаются от свойств простых веществ. Химические свойства растворов электролитов определяются свойствами тех ионов, которые из него образуются при диссоциации.

Примеры .

1. При неполной диссоциации 1 моль соли общее количество положительных и отрицательных ионов в растворе составило 3,4 моль. Формула соли – а) K₂S б) Ba(ClO₃)₂ в) NH₄NO₃ г) Fe(NO₃)₃

Решение: для начала определим силу электролитов. Это легко можно сделать по таблице растворимости. Все соли, приведенные в ответах — растворимые, т.е. сильные электролиты. Далее, запишем уравнения электролитической диссоциации и по уравнению определим максимально число ионов в каждом растворе:

а) K₂S ⇄ 2K + + S 2– , при полном распаде 1 моль соли образуется 3 моль ионов, больше 3 моль ионов не получится никак;

б) Ba(ClO₃)₂ ⇄ Ba 2+ + 2ClO₃ – , опять при распаде 1 моль соли образуется 3 моль ионов, больше 3 моль ионов не образуется никак;

в) NH₄NO₃ ⇄ NH₄ + + NO₃ – , при распаде 1 моль нитрата аммония образуется 2 моль ионов максимально, больше 2 моль ионов не образуется никак;

г) Fe(NO₃)₃ ⇄ Fe 3+ + 3NO₃ – , при полном распаде 1 моль нитрата железа (III) образуется 4 моль ионов. Следовательно, при неполном распаде 1 моль нитрата железа возможно образование меньшего числа ионов (неполный распад возможен в насыщенном растворе соли). Следовательно, вариант 4 нам подходит.

[spoiler title=”источники:”]

http://urok.1sept.ru/articles/550243

http://chemege.ru/ted/

[/spoiler]

Электролитическая диссоциация   

Электролитическая диссоциация – распад электролитов в водных растворах на ионы.

ТЕОРИЯ ЭЛЕКТРОЛИТИЧЕСКОЙ ДИССОЦИАЦИИ (ТЭД), С.А. Аррениус:

1. Электролиты в водных растворах диссоциируют на ионы: положительные (катионы) и отрицательные (анионы). Перешедшие в раствор ионы окружены молекулами воды – гидратированы.
2. Сумма зарядов положительных ионов равна сумме зарядов отрицательных ионов (раствор в целом электронейтрален)
3. Процесс электролитической диссоциации обратимый. Наряду с диссоциацией происходит обратный процесс – ассоциация ионов.

Процесс диссоциации записывают в виде уравнений (уравнений электролитической диссоциации):

KCl = K+    +    Cl–;             Al2(SO4)3 = 2Al3+   +   3SO42-;               H3PO4  ↔ H+   +   H2PO4–

СИЛЬНЫЕ И СЛАБЫЕ ЭЛЕКТРОЛИТЫ

Сила электролита определяется степенью диссоциации ά. На степень диссоциации влияют: виды связей в веществе, природа растворителя, концентрация раствора (с уменьшением концентрации  ά увеличивается), температура  ( с ростом  t  ά увеличивается,  т.к. диссоциация – процесс  эндотермический).

Сильные электролиты диссоциированы практически нацело. В растворе нет молекул, есть только ионы.

сильные кислоты  (не все кислоты!)- HNO3– азотная;  HCl– соляная; H2SO4-серная;  HBr- бромоводородная; HI- иодоводородная  

сильные основания (все щелочи) – LiOH – гидроксид лития;  NaOH – гидроксид натрия;  KOH – гидроксид калия;  Ca(OH)2 – гидроксид кальция;   Ba(OH)2 – гидроксид бария

все растворимые соли

Неперечисленные вещества являются слабыми или средней силы электролитами или неэлектролитами.

Н2О – очень слабый электролит.

Кислоты, основания и соли в свете ТЭД

Кислоты – это электролиты, диссоциирующие в растворах с образованием катионов водорода

     HNO3 = Н+  +  NO3–       H2SO4 = 2Н+ + SO42-            сероводородная кислота  Н2S ↔  Н+ + НS–

                                                                                                               Знак обратимости ↔ используется в уравнениях диссоциации

                                                                                                               слабых  и средней силы электролитов

Основания – это электролиты, диссоциирующие в растворах с образованием гидроксид – ионов (ОН–)

KOH = K+   +   OH–        Ba(OH)2 = Ba2+   +   2OH–

Соли – это электролиты, диссоциирующие в растворах с образованием катионов металлов и анионов кислотных остатков

К3РО4 = 3K+   +   PO42-           Al2(SO4)3 = 2Al3+   +   3SO42-

Формулы и заряды катионов металлов и анионов кислотных остатков есть в

таблице растворимости  кислот, оснований, солей !

Итак.

1.Электролиты в водных растворах диссоциируют:

1. кислота = катионы водорода  +  анион кислотного остатка                    HCl = H+  +  Cl–
2. основание = катион металла и гидроксид-анионы                                   NaOH = Na+  +  OH–
3. соль = катионы металла + анионы кислотного остатка                           КCl = К+  +  Cl–

2. Индекс в формуле вещества становится  коэффициентом перед формулой  иона в уравнении диссоциации

Na2CO3 = 2Na+   +   CO32-            FeCl3  =  Fe3+   3Cl–

ИОННЫЕ РЕАКЦИИ В РАСТВОРАХ ЭЛЕКТРОЛИТОВ

Реакции, протекающие с участием  растворов  электролитов, являются реакциями между ионами.  Их   принято  записывать с помощью ионных  уравнений.

Правила составления ионных уравнений:

1. Напишите молекулярное уравнение (не забудьте про   коэффициенты). По таблице растворимости определите   растворимость всех веществ и запишите над формулами

                                                 Р                       Р                    Н                               Р

                                            Na2SO4   +   BaCl2   =   BaSO4↓          +   2NaCl

1. Перепишите это уравнение, записывая сильные электролиты как сумму соответствующих ионов, а слабые электролиты, нерастворимые и газообразные вещества – в молекулярной форме. Получите полное ионное уравнение

                                             2Na+ + SO42- + Ba2+ + 2Cl– = BaSO4↓ + 2Na+ + 2Cl– 

1. «Сократите»  одинаковые ионы (выделены курсивом)  в левой и правой части уравнения    и запишите сокращенное ионно-молекулярное уравнение, отражающее суть процесса (показывает участвующие в реакции частицы и продукты реакции)

                                                               Ba2+  +  SO42-  =  BaSO4↓

Реакции в растворах могут протекать:    1)необратимо;       2) обратимо;        3) практически не идут  

Реакции идут до конца (необратимо), если концентрация

ионов в растворе   уменьшается за счет связывания их c образованием:

   А) нерастворимых и малорастворимых  веществ

p             p             н               p

KCl + AgNO3 = AgCl↓  + KCl

K+ + Cl– + Ag+ + NO3– = AgCl↓  + K+ + NO3–

Ag+ + Cl– = AgCl↓

                                 p                  p                    н                       р

                     2H3PO4 + 3BaCl2 = Ba3(PO4)2↓ + 6HCl      (H3PO4 – не сильный электролит, H3PO4↔Н+  + H2PO4–.

                                                                                                                    Иногда H3PO4   записывают в недиссоциированном виде)

Вариант 1.     2H3PO4  + 3Ba2+ + 6Cl– = Ba3(PO4)2↓ + 6H+ + 6Cl–

2H3PO4  + 3Ba2+ = Ba3(PO4)2↓ + 6H+

Вариант 2.     2H+   +   2H2PO4–  +   3Ba2+ + 6Cl– = Ba3(PO4)2↓ + 6H+ + 6Cl–

2H2PO4–  + 3Ba2+ = Ba3(PO4)2↓ + 4H+

      В)  газов

                                                                               р                р                 р

K2S  +  2HCl  =  2KCl  +  H2S↑  (↑ – газ)

2K+  +  S2-  + 2H+  + 2Cl– = 2K+  +  2Cl–  +  H2S↑

2H+  +  S2- =  H2S↑

      Газ  получается   также при  образовании нестойких:    угольной кислоты           H2CO3 = H2O + CO2↑

                                                                                                     сернистой кислоты         H2SO3 = H2O + SO2↑

                                                                                                     гидроксида аммония       NH4OH = H2O + NH3↑    

      например:

                                                                                    p                 p              p

Na2CO3 + 2HCl = 2NaCl + CO2↑ + H2O

2Na+  +  CO32-  +  2H+  +  2Cl– = 2Na+  +  2Cl– + CO2↑ + H2O

CO32-  +  2H+  =   CO2↑ + H2O

В)   слабых электролитов (обычно воды):

                                                                                      р                       р              p

Ba(OH)2  +  2HCl  =  BaCl2  +  2H2O

Ba2+   +  2OH–  +  2H+ +  2Cl–  =  Ba2+ + 2Cl–  +  2H2O

2H+   +   2OH–   =   2H2O

упростим коэффициенты   H+   +    OH–   =    H2O

Пример реакции, которая не идет до конца:

p                    p                       p                        p

2NaCl   +   Ba(NO3)2  =   BaCl2   +   2NaNO3

2Na+  +2Cl–   +   Ba2+ + 2NO3–  =  Ba2+ +  2Cl–   +   2Na+  +  2NO3–

Все ионы «сокращаются»  – нет ионов, связывающихся  и образующих продукты реакции.