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⁺ + ZnO₂^2- 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.