Добавил:
Upload Опубликованный материал нарушает ваши авторские права? Сообщите нам.
Вуз: Предмет: Файл:
ОДМ химия (Восстановлен).docx
Скачиваний:
0
Добавлен:
01.07.2025
Размер:
3.1 Mб
Скачать

Контрольная ведомость обучающегося гр. ____________

Дисциплина: Химия (на базе основного общего образования).

Задача урока: Классифицировать основные классы неорганических веществ с точки зрения теории электролитической диссоциации. Определять сильные и слабые электролиты

ФИО студента __________________________________________

Критерий оценки – студент может самостоятельно выполнить следующие действия

Да/нет

Если нет, то что студент должен сделать дополнительно

Объяснить основные положения теории электролитической диссоциации

Классифицировать основные классы неорганических веществ с точки зрения теории электролитической диссоциации

Составлять уравнения реакций в молекулярной и ионной формах

Достижение цели – классифицировать основные классы неорганических веществ с точки зрения теории электролитической диссоциации. Определять сильные и слабые электролиты

(индивидуальное задание)

Результат оценки:

Подписи оценщиков:

Дата проведения оценки:

Руководство

по освоению действия МЕ 4.3 «Классифицировать основные классы неорганических веществ с точки зрения теории электролитической диссоциации. Определять сильные и слабые электролиты»

Освоим действие – Классифицировать основные классы неорганических веществ с точки зрения теории электролитической диссоциации. Определять сильные и слабые электролиты

Порядок освоения действия:

1. Изучим основные положения теории электролитической диссоциации (ТЭД)

В начале XIX века М. Фарадей, изучая свойства растворов различных соединений, пришел к выводу, что вещества можно разделить на электролиты и неэлектролиты.

Электролиты - это вещества, растворы которых проводят электрический ток.

Распад электролита на ионы под действием молекул растворителя называют электролитической диссоциацией

Основные положения ТЭД:

  1. Молекулы электролита под действием молекул растворителя распадаются на ионы («+» - катионы; «-» - анионы).

  2. При пропускании эл. тока через раствор или расплав электролита ионы принимают направленное движение (катионы движутся к катоду, анионы – к аноду).

  1. Д иссоциация процесс обратимый (диссоциация ассоциация).

  2. Количественной характеристикой диссоциации является степень

диссоциации а = , где n - число молекул, распавшихся на ионы; N – общее число молекул. Если стремиться к 1 (или к 100%), то это сильный электролит, если меньше 0,3 (или 30%), то это слабый электролит.

2. Изучим классификацию основных классов неорганических веществ с точки зрения ТЭД

Основываясь на теории электролитической диссоциации, можно дать следующие определения для основных классов неорганических соединений:

Кислотами называются электролиты, при диссоциации которых в качестве катионов образуются только ионы водорода (Н+).

Например,

HCl → H+ + Cl-; CH3COOH H+ + CH3COO-.

О

Основаниями называют электролиты, при диссоциации которых в качестве анионов образуются только гидроксид-ионы ( ОН-).

сновность кислоты определяется числом катионов водорода, которые образуются при диссоциации. Так, HCl, HNO3 – одноосновные кислоты, H2SO4, H2CO3 – двухосновные, H3PO4, H3AsO4 – трехосновные.

Например,

KOH → K+ + OH-, NH4OH NH4+ + OH-.

Растворимые в воде основания называются щелочами.

К

Солями называют электролиты, при диссоциации которых образуются катионы металлов (а также ион NH4+) и анионы кислотных остатков

ислотность основания определяется числом его гидроксильных групп. Например, KOH, NaOH – однокислотные основания, Ca(OH)2 – двухкислотное, Sn(OH)4 – четырехкислотное и т.д.

Например,

CaCl2→ Ca2+ + 2Cl-, NaF → Na+ + F-.

Электролиты, при диссоциации которых одновременно, в зависимости от условий, могут образовываться и катионы водорода, и анионы – гидроксид-ионы называются амфотерными

Например,

Zn(OH)2 Zn2+ + 2OH-, Zn(OH)2 2H+ + ZnO22- или Zn(OH)2 + 2H2O [Zn(OH)4]2- + 2H+.

Задание № 1: Напишите уравнения полной электролитической диссоциации для следующих электролитов: Н2СО3; BaSO4; Fe(NO3)2; Al2(SO4)3

3. Учимся составлять уравнения реакций в молекулярной и ионной формах

Большинство химических реакций протекает в растворах. Растворы электролитов содержат ионы, поэтому реакции и растворах электролитов фактически сводятся к реакциям между ионами.

Реакции между ионами называют ионными реакциями, а уравнения таких реакций - ионными уравнениями.

В соответствии с правилом Бертолле: реакции обмена протекают только тогда, когда образуется малорастворимое соединение (осадок), легколетучее вещество (газ), или малодиссоциирующее соединение (очень слабый электролит, в том числе и вода).

При составлении ионных уравнении следует руководствоваться тем, что формулы веществ малодиссоциирующих, нерастворимых и газообразных записываются в молекулярном виде.

Если вещество выпадает в осадок, то рядом с его формулой ставят стрелку, направленную вниз, а если в ходе реакции выделяется газообразное вещество, то рядом с его формулой ставят стрелку, направленную вверх.

Уточнить поведение продуктов реакции в растворе можно с помощью Таблицы растворимости солей, кислот и оснований (Приложение А)

Реакции ионного обмена записывают тремя уравнениями:

-молекулярным;

- полным ионно-молекулярным;

- сокращенным ионно-молекулярным.

  В полном ионно-молекулярном уравнении указывают формулы всех частиц, а в сокращенном – формулы частиц, которые принимают участие в реакции.

 Пример:

Рассмотрим реакцию ионного обмена между растворами солей: нитрата серебра и хлорида натрия.