Учебно-методическое пособие
9 класс
Содержание
Введение.
1. Электролитическая диссоциация.
1.1. Уравнения диссоциации электролитов.
Составление уравнений диссоциации кислот. (Алгоритм 1.)
Составление уравнений диссоциации щелочей (растворимых оснований). (Алгоритм 2.)
Составление уравнений диссоциации солей. (Алгоритм 3.)
Задания для самоконтроля.
1.2. Реакции ионного обмена.
Составление ионных уравнений реакций. (Алгоритм 4.)
Составление уравнений реакций, характеризующих общие химические свойства кислот. (Алгоритм 5.)
Составление уравнений реакций, характеризующих общие химические свойства щелочей. (Алгоритм 6.)
Составление уравнений реакций, характеризующих общие химические свойства солей. (Алгоритм 7.)
Задания для самоконтроля.
1.3. Качественные реакции.
1.4. Гидролиз солей.
Определение реакции среды раствора соли. (Алгоритм 8.)
Задания для самоконтроля.
1.5. Вычисления по теме «Электролитическая диссоциация».
Вычисления по теме «Степень диссоциации». (Алгоритм 9.)
Задания для самоконтроля.
Массовая доля растворенного вещества. (Алгоритм 10.)
Задания для самоконтроля.
Молярная концентрация. (Алгоритм 11.)
Задания для самоконтроля.
Вычисления по уравнениям реакций, если одно из веществ дано в избытке. (Алгоритм 12.)
Задания для самоконтроля.
Кристаллогидраты. (Алгоритм 13.)
2. Закономерности течения химических реакций.
2.1. Скорость химической реакции.
Вычисление скорости химической реакции. (Алгоритм 14.)
Зависимость скорости химической реакции от концентрации реагентов. (Алгоритм 15.)
Зависимость скорости реакции от температуры. (Алгоритм 16.)
Задания для самоконтроля.
2.2. Термохимические уравнения.
Вычисление теплового эффекта реакции по известному термохимическому уравнению. (Алгоритм 17.)
Составление термохимического уравнения. (Алгоритм 18.)
Вычисление теплоты сгорания вещества. (Алгоритм 19.)
Вычисление теплоты образования вещества. (Алгоритм 20.)
Вычисление теплового эффекта реакции по закону Гесса. (Алгоритм 21.)
Задания для самоконтроля.
2.3. Химическое равновесие.
Использование принципа Ле-Шателье. (Алгоритм 22.)
Вычисление константы равновесия реакции. (Алгоритм 23.)
Вычисление исходных концентраций веществ. (Алгоритм 24.)
Задания для самоконтроля.
3. Галогены.
3.1. Характеристика подгруппы галогенов.
Характеристика галогенов по положению в периодической системе химических элементов и строению атомов. (Алгоритм 25.)
3.2. Характеристика веществ.
3.3. Некоторые соединения галогенов и их свойства.
3.4. Расчетные задачи по теме «Галогены».
Определение массы и плотности газа. (Алгоритм 26.)
Использование объемных отношений газов. (Алгоритм 27.)
Определение выхода продукта. (Алгоритм 28.)
Определение состава смеси. (Алгоритм 29.)
Задания для самоконтроля.
4. Подгруппа кислорода.
4.1. Некоторые соединения кислорода и серы, их свойства.
4.2. Решение задачи по теме «Подгруппа кислорода».
5. Подгруппа азота.
5.1. Некоторые соединения азота и их свойства.
5.2. Решение задач по теме «Подгруппа азота».
6. Подгруппа углерода.
6.1. Решение задач по теме «Подгруппа углерода»
7. Общие свойства металлов.
7.1. Электролиз расплавов.
Электролиз расплавов солей. (Алгоритм 30.)
Электролиз расплавов щелочей. (Алгоритм 31.)
7.2. Электролиз растворов.
Электролиз водного раствора соли. (Алгоритм 32.)
Электролиз водного раствора щелочи. (Алгоритм 33.)
Задания для самоконтроля.
8. Металлы главных подгрупп.
8.1. Решение задач по теме «Металлы главных подгрупп».
9. Металлы побочных подгрупп.
9.1. Свойства некоторых соединений металлов побочных подгрупп.
9.2. Решение задач по теме «Металлы побочных подгрупп».
10. Металлургия.
10.1. Решение задач по теме «Металлургия».
11. Введение в органическую химию.
11.1. Предмет органической химии.
11.2. Изомерия.
11.3. Классификация органических соединений.
11.4. Углеводороды.
11.5. Гомологический ряд алканов (предельных углеводородов).
11.6. Ненасыщенные углеводороды.
11.7. Спирты, карбоновые кислоты.
11.8. Жиры.
11.9. Углеводы, белки.
Тесты для самоконтроля по теме «Введение в органическую химию».
Литература.
Введение
Учебно-методическое пособие по химии предназначено для учащихся 9-го класса. Это логическое продолжение курса химии 8-го класса, опубликованного в газете «Химия» (№ 31–41/2002). Пособие наряду с возможностью его использования в образовательном процессе способно обеспечить самообразование и самоконтроль с целью повышения уровня подготовки и качества знаний по предмету.
Пособие включает материал курса химии 9-го класса. В каждой теме курса указано, что ученик должен знать и уметь, перечислены основные понятия, даны контрольные задания. Перед практической частью представлен справочный материал (памятка). Здесь приведены ключевые теоретические моменты темы, помогающие лучше понять учебный материал. В некоторые темы курса включен подраздел «Свойства отдельных соединений», представляющий собой теоретический материал, не повторяющий, а дополняющий материал учебника.
С целью облегчения самоподготовки учащихся по предмету приведены обучающие задания с алгоритмами, задачи разного уровня сложности с образцами решения. Предлагаемые контролирующие задания содержат как упражнения, проверяющие теоретические знания, так и расчетные задачи, отличающиеся по своим дидактическим целям.
Представлен список основной, дополнительной и справочной литературы.
Учебно-методическое пособие могут использовать учащиеся общеобразовательной школы с целью самообразования и коррекции знаний, при повторении и подготовке к выпускному экзамену, а также учителя химии для индивидуальной и групповой работы со школьниками.
Авторы благодарят всех специалистов, чей труд содействовал изданию пособия. Отдельная признательность учителю средней школы № 82 Кузьминой Татьяне Юрьевне, любезно предоставившей для использования в работе контрольные вопросы.
1. Электролитическая диссоциация
Знать: сущностъ процесса электролитической диссоциации; смысл ионных уравнений в свете представлений об электролитической диссоциации и о строении вещества; важнейшие свойства кислот, оснований и солей в свете теории электролитической диссоциации; качественные реакции на катионы Li + , Na + , К + , Са 2+ , Ва 2+ , Сu 2+ , Аg + , Аl 3+ , NН 4+ , Fe 2+ , Fe 3+ и анионы 
, 
, Сl – , Br – , I – ; условия протекания реакций ионного обмена.
Уметь: составлять уравнения диссоциации кислот, щелочей, солей; составлять полные и сокращенные ионные уравнения реакций; характеризовать общие свойства кислот, оснований, солей и выполнять химические опыты, подтверждающие эти свойства; вычислять по химическим уравнениям массу (объем, количество вещества) продукта, если одно из исходных веществ взято в избытке.
Основные понятия: электролиты, неэлектролиты, электролитическая диссоциация, катион, анион, диполь, донор, акцептор, донорно-акцепторный механизм образования химической связи, ион гидроксония, гидратированный ион, кристаллогидрат, кристаллизационная вода, степень электролитической диссоциации, реакции ионного обмена, качественные реакции, гидролиз солей, сильные и слабые электролиты.
Содержание катионов гидроксония и гидроксид-ионов выражают через водородный показатель рН. Значение этого показателя рассчитывают по концентрации катионов гидроксония или гидроксид-ионов по формуле:
рН = –lg [H3O + ] = 14 + lg [OH – ]. В чистой воде значение рН равно 7, в кислотной меньше 7, а в щелочной больше 7.
Окраска индикаторов в различных средах
Контрольные вопросы
1. Что называют степенью диссоциации электролита? От чего она зависит?
2. Приведите примеры сильных и слабых электролитов.
3. Напишите уравнение диссоциации воды.
4. Чем различаются атомы и ионы?
5. Назовите окрашенные ионы.
6. Дайте определение катионам и анионам.
7. Как протекают реакции ионного обмена?
8. Назовите условия протекания ионных реакций до конца.
9. Как определить заряд иона электролита? От чего он зависит?
10. Как определить растворимость вещества в воде?
11. Перечислите свойства кислот, назовите главный действующий ион кислот.
12. Перечислите свойства щелочей, назовите их главный действующий ион.
13. Перечислите свойства солей, вспомните способы их получения.
14. Как амфотерные гидроксиды взаимодействуют с растворами щелочей?
15. Что называют гидролизом солей?
16. Какие соли могут подвергаться гидролизу? Приведите примеры уравнений реакций.
17. Какие вещества называют кристаллогидратами?
18. Перечислите формулы и названия наиболее известных кристаллогидратов.
19. Как ведут себя кристаллогидраты при нагревании?
20. Как вычислить молекулярную массу кристаллогидрата?
21. Как вывести молекулярную формулу кристаллогидрата по массовым долям безводной соли и воды?
1.1. Уравнения диссоциации электролитов
Диссоциация протекает в растворах и расплавах.
Растворимые кислоты диссоциируют на ионы водорода и ионы кислотных остатков.
Растворимые основания распадаются на положительно заряженные ионы металла и отрицательно заряженные гидроксид-ионы.
Средние соли диссоциируют на катионы металлов и анионы кислотных остатков.
Кислые соли распадаются на катионы металлов и водорода и анионы кислотных остатков.
Катионами являются ионы металлов и водорода Н + .
Анионами являются ионы кислотных остатков и гидроксид-ионы ОН – .
Заряд иона численно равен валентности иона в данном соединении.
При составлении уравнений диссоциации пользуйтесь таблицей растворимости.
В химической формуле сумма зарядов положительно заряженных ионов равна сумме зарядов отрицательно заряженных ионов.
Составление уравнений диссоциации кислот.
(Алгоритм 1.)
Задание. Составьте уравнение диссоциации HNO3 и H2SO4.
Составление уравнений диссоциации щелочей
(растворимых оснований).
(Алгоритм 2.)
Растворимые основания – это гидроксиды, образованные ионами активных металлов:
одновалентных: Li + , Nа + , К + , Rb + , Сs + , Fr + ;
двухвалентных: Са 2+ , Sr 2+ , Ва 2+ .
Задание. Запишите уравнения диссоциации гидроксида натрия и гидроксида бария.
Составление уравнений диссоциации солей.
(Алгоритм 3.)
Задание. Запишите уравнение диссоциации хлорида бария, сульфата алюминия, гидрокарбоната калия.
Задания для самоконтроля
1. Составьте уравнения диссоциации следующих электролитов: нитрата цинка, карбоната натрия, гидроксида кальция, хлорида стронция, сульфата лития, сернистой кислоты, хлорида меди(II), сульфата железа(III), фосфата калия, сероводородной кислоты, бромида кальция, гидроксихлорида кальция, нитрата натрия, гидроксида лития.
2. Разделите вещества на электролиты и неэлектролиты: K3PO4, HNO3, Zn(OH)2, BaCl2, Al2O3, Cr2(SO4)3, NO2, FeBr3, H3PO4, BaSO4, Cu(NO3)2, O2, Sr(OH)2, NaHSO4, CO2, AlCl3, ZnSO4, KNO3, KHS.
Назовите вещества-электролиты.
3. Составьте формулы веществ, которые могут быть образованы следующими ионами:
Назовите вещества, составьте уравнения их диссоциации.
Ответы на задания для самоконтроля
1.
2. Электролиты: K3PO4 – фосфат калия, HNO3 – азотная кислота, BaCl2 – хлорид бария, Cr2(SO4)3 – сульфат хрома(III), FeBr3 – бромид железа(III), H3PO4 – фосфорная кислота, Сu(NO3)2 – нитрат меди(II), Sr(OH)2 – гидроксид стронция, NaHSO4 – гидросульфат натрия, AlCl3 – хлорид алюминия, ZnSO4 – сульфат цинка, KNO3 – нитрат калия, KHS – гидросульфид калия, Zn(OH)2 – гидроксид цинка, BaSO4 – сульфат бария.
Неэлектролиты: Al2O3, NO2, O2, CO2.
И.М.ХАРЧЕВА,
М.А.АХМЕТОВА
Электролитическая диссоциация
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)
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:
Из одной молекулы ортофосфата натрия образовалось 4 иона.
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.
© Беллевич Юрий Сергеевич 2018-2022
Данная статья написана Беллевичем Юрием Сергеевичем и является его интеллектуальной собственностью. Копирование, распространение (в том числе путем копирования на другие сайты и ресурсы в Интернете) или любое иное использование информации и объектов без предварительного согласия правообладателя преследуется по закону. Для получения материалов статьи и разрешения их использования, обратитесь, пожалуйста, к Беллевичу Юрию.
Блиц-опрос по теме Электролитическая диссоциация
Растворы; электролитическая диссоциация; гидролиз солей
Электронное учебное пособие
Растворы; электролитическая диссоциация; гидролиз солей
В результате изучения данной темы вы узнаете:
В результате изучения данной темы вы научитесь:
Учебные вопросы:9.1. Растворы и их классификацияРастворами называют гомогенные системы, в которых одно вещество распределено в среде другого (других) веществ. Растворы состоят из растворителя и растворенного вещества (веществ). Эти понятия условны. Если одним из составляющих растворов веществ является жидкость, а другими — газы или твердые вещества, то растворителем обычно считают жидкость. В других случаях растворителем считают тот компонент, которого больше. Газообразные, жидкие и твердые растворы В зависимости от агрегатного состояния растворителя различают газообразные, жидкие и твердые растворы. Газообразным раствором является, например, воздух и другие смеси газов. Морская вода — наиболее распространенный жидкий раствор различных солей и газов в воде. К твердым растворам принадлежат многие металлические сплавы. Истинные и коллоидные растворы По степени дисперсности различают истинные и коллоидные растворы (коллоидные системы). При образовании истинных растворов растворенное вещество находится в растворителе в виде атомов, молекул или ионов. Размер частиц в таких растворах равен 10 –7 — 10 –8 см. Коллоидные растворы относятся к гетерогенным системам, в которых частицы одного вещества (дисперсная фаза) равномерно распределены в другом (дисперсионная среда). Размер частиц в дисперсных системах находится в пределах от 10 –7 см до 10 –3 и более см. Следует отметить, что здесь и далее везде мы будем рассматривать истинные растворы. Ненасыщенные, насыщенные и пересыщенные растворы Процесс растворения связан с диффузией, т. е. с самопроизвольным распределением частиц одного вещества между частицами другого. Так, процесс растворения твердых веществ, имеющих ионное строение, в жидкостях можно представить следующим образом: под влиянием растворителя разрушается кристаллическая решетка твердого вещества, а ионы распределяются равномерно по всему объему растворителя. Раствор останется ненасыщенным до тех пор, пока в него может переходить еще некоторое количество вещества. Раствор, в котором вещество при данной температуре больше не растворяется, т.е. раствор, находящийся в состоянии равновесия с твердой фазой растворяемого вещества, называется насыщенным. Растворимость данного вещества равна его концентрации в насыщенном растворе. При строго определенных условиях (температура, растворитель) растворимость есть величина постоянная. Если растворимость вещества увеличивается с ростом температуры, то охлаждая насыщенный при более высокой температуре раствор, можно получить пересыщенный раствор, т.е. такой раствор, концентрация вещества в котором выше концентрации насыщенного раствора (при данных температуре и давлении). Пересыщенные растворы очень неустойчивы. Легкое сотрясение сосуда или введение в раствор кристаллов вещества, находящегося в растворе, вызывает кристаллизацию избытка растворенного вещества, и раствор становится насыщенным. Разбавленные и концентрированные растворы Не следует путать ненасыщенный и насыщенный растворы с разбавленным и концентрированным. Понятия разбавленный и концентрированный растворы – относительные и между ними нельзя провести четкой границы. Они определяют соотношение между количествами растворенного вещества и растворителя. В общем случае, разбавленные растворы – это растворы, содержащие небольшие количества растворенного вещества по сравнению с количеством растворителя, концентрированные – с большим содержанием растворенного вещества. Например, если при 20 o С растворить в 100 г воды 25 г NaCl, то полученный раствор будет концентрированным, но ненасыщенным, поскольку растворимость хлорида натрия при 20 o С составляет 36 г в 100 г воды. Максимальная масса AgI, которая растворяется при 20 o С в 100 г Н2О равна 1,3·10 –7 г. Полученный при этих условиях раствор AgI будет насыщенным, но очень разбавленным. 9.2. Физическая и химическая теория растворов; тепловые явления при растворенииФизическая теория растворов была предложена В. Оствальдом (Германия) и С. Аррениусом (Швеция). Согласно этой теории частицы растворителя и растворенного вещества (молекулы, ионы) равномерно распределяются по всему объему раствора вследствие процессов диффузии. При этом между растворителем и растворенным веществом отсутствует химическое взаимодействие. Химическая теория была предложена Д.И. Менделеевым. Согласно представлениям Д.И. Менделеева между молекулами растворяемого вещества и растворителем происходит химическое взаимодействие с образованием неустойчивых, превращающихся друг в друга соединений растворенного вещества с растворителем – сольватов. Русские ученые И.А. Каблуков и В.А. Кистяковский объединили представления Оствальда, Аррениуса и Менделеева, заложив тем самым основу современной теории растворов. Согласно современной теории в растворе могут существовать не только частицы растворенного вещества и растворителя, но и продукты физико-химического взаимодействия растворенного вещества с растворителем – сольваты. Сольваты – это неустойчивые соединения переменного состава. Если растворителем является вода, их называют гидратами. Сольваты (гидраты) образуются за счет ион-дипольного, донорно-акцепторного взаимодействий, образования водородных связей и т.д. Например, при растворении NaCl в воде между ионами Na + , Cl – и молекулами растворителя возникает ион-дипольное взаимодействие. Образование гидратов аммиака при его растворении в воде происходит за счет образования водородных связей. Гидратная вода иногда настолько прочно связывается с растворенным веществом, что выделяется вместе с ним из раствора. Кристаллические вещества, содержащие молекулы воды, называются кристаллогидратами, а вода, входящая в состав таких кристаллов, называется кристаллизационной. Примерами кристаллогидратов является медный купорос CuSO4·5H2O, алюмокалиевые квасцы KAl(SO4)2·12H2O. Тепловые эффекты при растворении В результате изменения структуры веществ при переходе их из индивидуального состояния в раствор, а также в результате происходящих взаимодействий изменяются свойства системы. На это указывают, в частности, тепловые эффекты растворения. При растворении происходят два процесса: разрушение структуры растворяемого вещества и взаимодействие молекул растворенного вещества с молекулами растворителя. Взаимодействие растворенного вещества с растворителем называется сольватацией. На разрушение структуры растворяемого вещества затрачивается энергия, а взаимодействие частиц растворенного вещества с частицами растворителя (сольватация) – процесс экзотермический (идет с выделением теплоты). Таким образом, процесс растворения может быть экзотермическим или эндотермическим, в зависимости от соотношения этих тепловых эффектов. Например, при растворении серной кислоты наблюдается сильное разогревание раствора, т.е. выделение теплоты, а при растворении нитрата калия – сильное охлаждение раствора (эндотермический процесс) . 9.3. Растворимость и ее зависимость от природы веществРастворимость – наиболее изученное свойство растворов. Растворимость веществ в различных растворителях колеблется в широких пределах. В табл. 9.1 приведена растворимость некоторых веществ в воде, а в табл. 9.2 – растворимость йодида калия в различных растворителях. Таблица 9.1.Растворимость некоторых веществ в воде при 20 o С источники: http://studarium.ru/article/159 http://chemege.ru/rastvory-el-diss-gidroliz-solej/ |