Уравнения реакций электролитической диссоциации 9 класс

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

Урок химии в 9 классе по теме «Электролитическая диссоциация»
методическая разработка по химии (9 класс) на тему

Урок химии в 9 классе по теме «электролитическая диссоциация»

Скачать:

Предварительный просмотр:

Муниципальное бюджетное общеобразовательное учреждение

«Глинновская средняя общеобразовательная школа»

Тема урока: Закрепление по теме «Электрическая диссоциация»

Подготовил и провёл учитель химии

Стеблев Николай Яковлевич

1. закрепить понятие о кислотах, как о классе электролитов;
2. охарактеризовать общие химические свойства кислот в свете ионных представлений;
3. развить навыки написания уравнений диссоциации (полных и сокращенных ионных), самоконтроля и взаимоконтроля, взаимопомощи;
4. развивать практические навыки работы с химическими веществами и с таблицей растворимости

1. CuO,
2. H 2 SO 4 (разб.),
3. ВаС1 2 ,
4. держатель,
5. спиртовка,
6. спички,
7. асбестовая сетка.

2. Фронтальная проверка занятий учащихся по контрольным вопросам:

(Обучающиеся пользуются листами с контрольными вопросами). (Приложение)

1. Дописать по смыслу пропущенные слова в определении:

“Процесс распада электролита. при растворении его в воде или расплавлении называется……….”.

2. Подчеркнуть формулы только тех веществ, которые являются электролитами: Ва(ОН) 2 , Fe 2 O 3 , КОН, НС1, Na 2 CO 3 , Li 2 O, Fe(OH) 3j CO 2 , H 2 SO 4 , P 2 O 5 , HNO 3 (работа учащихся с таблицей растворимости).

3. Какую частицу характеризуют данные слова (показать надпись “странствующий, блуждающий”).

4. Что такое ион?

5. Какие частицы имеют энергетически устойчивое состояние? (Запись на доске)

6. В каких случаях реакции ионного обмена протекают до конца?

7. Самостоятельная работа. Дидактическая карточка (взаимоконтроль) “Третий лишний”. (Приложение, задание №1)

8. Почему кислоты кислые?

9. Дайте определение: “Что такое кислота?”.

I. Переходим к изучению общих свойств кислот с точки зрения теории электролитической диссоциации.

Учитель: Какая величина характеризует кислоту как электролит? (степень электролитической диссоциации)

Назовите кислоты, которые относятся:

а) к сильным электролитам а “ 100%;

б) к слабым электролитам а

А как можно отличить растворы кислот? Учитель напоминает правила работы с химическими веществами (техника безопасности).

Опыт: У учащегося кислоты НСl, H 2 SO 4 в пробирках. Необходимо добавить индикаторы — метилоранж и лакмус. Какой стал цвет и почему? Кислоты разные, а цвет одинаковый (из-за ионов водорода).

Учитель; Давайте проверим, является ли соляная кислота электролитом?

Опыт: Испытание раствора соляной кислоты на приборе для демонстрации электролитической диссоциации. Лампочка загорается. Почему? Значит, данные кислоты НС1, H 2 SO 4 является электролитом и можно представить диссоциацию этих кислот.

H 2 SO 4 2H + +SO 2-

Взаимодействие кислот с металлами, стоящими в ряду напряжений до водорода

Zn+ 2HCI = ZnCl 2 , +H 2 \- реакция замещения

Zп+2Н + +2СГ =Zn 2+ +2Cl+ H 2

атом ион ион ион ион молекула

Zn+ 2Н + = Zn 2+ + Н 2 Т

(ученик записывает уравнение в ионном виде)

Учитель: Что является признаком данной реакции? (выделение Н 2 ).

(Учитель предлагает обучающимся работать с заданиями для самоконтроля по вариантам. (Приложение)

Задание для самоконтроля №1.

I. Имеется смесь металлов

А1, Си + H 2 SO 4

Напишите возможные уравнения химических реакций.

II. Взаимодействие оксидов металлов с кислотами.

Опыт: Учитель при нагревании оксида меди (II) и серной кислоты демонстрирует реакцию обмена и просит ученика отразить этот процесс на доске

СиО + H 2 SO 4 =CuSO 4 + Н 2 О

CuO + 2H + + SO 4 = Cu 2+ + SO 4 +H 2 O

СиО + 2Н + ->Cw 2+ + Н 2 О

По каким признакам можно утверждать, что произошла химическая реакция? (цвет раствора стал голубым). А в чем суть данной реакции? СиО — не электролит, поэтому мы его запишем в молекулярной форме, кислота и соль электролиты и обе содержат одинаковые анионы кислотного остатка, значит эти ионы не участвуют в реакции.

Задания для самоконтроля №2 (опыт демонстрирует учитель)

Fe 2 O 3 + 6HCI — 2FeCl 3 + H 2 О – молекулярное

Fe 2 O 3 +6Н + + 6СГ = 2Fe i+ + ЗСГ + ЗН 2 О — полное ионное

Fe 2 O, +6H + =2Fe 3+ +3H 2 O — сокращенное ионное уравнение

III. Взаимодействие с растворимыми основаниями (щелочами).

Опыт учащегося: в пробирку с кислотой и индикатором добавить раствор гидроксида натрия.

Что наблюдается? (Изменение цвета. Почему?) Ученик на доске записывает уравнение химической реакции:

H 2 P SO 4 +2NaOH = Na2SO4 + 2Н 2 О – молекулярное

2H + 5O 4 2- +2Na + +20H — = 2Na + +SO 4 2- +2H 2 O — полное ионное

2Н + +2ОН — =2Н 2 О – сокращенное ионное уравнение

Какие из ионов не участвуют в реакции (2Na + и SO 2- ). Следовательно, суть реакции сводится к тому, что если 2Н + и 2ОН — встречаются в растворе, то из них образуются две молекулы воды.

Данное уравнение отражает содержание реакции нейтрализации между кислотой и щелочью.

Задание для самоконтроля №3.

Напишите уравнение реакции.

IV. Взаимодействие кислот с нерастворимыми основаниями.

Опыт: учитель демонстрирует взаимодействие гидроксида меди (II) и соляной кислот.

Си(ОН) 2 +2 НС1 = CuCl 2 + 2Н 2 О — цвет уменьшается

Си(ОН) 2 +2Н + + 2Сl — = Си 2+ + 2Сl — + 2Н 2 О

Си(ОН) 2 +2Н + =Си 2+ +2Н 2 О

Суть данной реакции сводится к взаимодействию Си(ОН) 2 и Н + .

V. Взаимодействие кислот с солями.

Опыт: учащиеся к раствору H 2 SO 4 добавляют раствор ВаС1 2 . Ученик представляет на доске данную реакцию в ионном виде.

H 2 SO t + BaCl 2 = BaSO 4 +2HCI молекулярное

2H + + SO 4 2- + Ва 2+ + 2Сl — = BaSO, + 2Н + + 2СГ — ионное полное

Ва 2+ +SO 4 2- =BaSO 4 i

Образование газа при взаимодействии кислот с солями это общее свойство всех кислот — электролитов, обусловленное катионами водорода. Чтобы получить газ, нужно для этой реакции взять соль слабой летучей кислоты (угольной, сернистой).

2НС1+ Na 2 CO 3 -” 2NaC I + Н 2 СО 3

2Н + + 2СГ + 2Na + + CO 3 2- = 2Na + + 2СГ + СО 2 Т +Н 2 О

Опыт: учащиеся к раствору соляной кислоты добавляют раствор карбоната натрия. Суть этой реакции будет состоять во взаимодействии катионов водорода и карбонат анионов с образованием СО 2 и H 2 O.

Задание для самоконтроля №4

Опыт: ученик демонстрирует взаимодействие серной кислоты с карбонатом калия и представляет ионные уравнения:

H 2 SO 4 + К 2 СО 3 = K 2 SO 4 + СО 2 t+ Н 2 О

2H + + SO 4 2- + 2K + + CO 3 2- =2K + + SO 3 2- +CO 2 t+H 2 O

2Н + +СО 2- =СО 2 Т

Вывод: Мы рассмотрели общие свойства кислот и научились записывать ионные

уравнения химических реакций.

Рефлексия: Вернемся к целям урока “Рассмотрение общих химических свойств кислот”. Достигли ли вы их в ходе работы? Оцените свою работу по трем направлениям: “Я”, “Класс”, “Тема”. (ПРИЛОЖЕНИЕ)

Анализ выполненных заданий, окончательное подведение итогов и выставление отметок учитель проводит на следующем уроке.

ДИДАКТИЧЕСКАЯ КАРТОЧКА. ПРИЛОЖЕНИЕ

1. Дописать по смыслу пропущенные слова в определении:

“Процесс распада электролита. при растворении его в воде или расплавлении называется. ”.

Подчеркнуть формулы только тех веществ, которые являются электролитами: Ва(ОН) 2 , Fe 2 O 3 , КОН, НС1, Na 2 CO 3 , Li 2 O, Fe(OH) 3j CO 2 , H 2 SO 4 , P 2 O 5 , HNO 3 (работа учащихся с таблицей растворимости).

Какую частицу характеризуют данные слова (показать надпись “странствующий, блуждающий”).

Какие частицы имеют энергетически устойчивое состояние? (Запись на доске

В каких случаях реакции ионного обмена протекают до конца?

Самостоятельная работа. Дидактическая карточка (взаимоконтроль) “Третий лишний”.(Приложение, задание №1)

Почему кислоты кислые?

Дайте определение: “Что такое кислота?”

а) SO 2 ; NaOH; HCl.

б ) CaO; Ва(ОН) 2 ; H 2 SO 4 .

в) Mg(OH) 2 ; Н 3 РО 4 ; CaCl 2 .

Напишите возможные уравнения химических реакций в молекулярном и ионном виде. Имеется смесь металлов Mg, Ag, HCl.

Напишите уравнения химических реакций в молекулярном и ионном виде

1. Дописать по смыслу пропущенные слова в определении:

“Процесс распада электролита. при растворении его в воде или расплавлении называется. ”.

2. Подчеркнуть формулы только тех веществ, которые являются электролитами: Ва(ОН) 2 , Fe 2 O 3 , КОН, НС1, Na 2 CO 3 , Li 2 O, Fe(OH) 3j CO 2 , H 2 SO 4 , P 2 O 5 , HNO 3 (работа учащихся с таблицей растворимости).

3. Какую частицу характеризуют данные слова (показать надпись “странствующий, блуждающий”).

4. Что такое ион?

5. Какие частицы имеют энергетически устойчивое состояние? (Запись на доске)

6. В каких случаях реакции ионного обмена протекают до конца?

7. Самостоятельная работа. Дидактическая карточка (взаимоконтроль) “Третий лишний”.(Приложение, задание №1)

8. Почему кислоты кислые?

9. Дайте определение: “Что такое кислота?”

а) LiOH; Zn(NO,) 2 ; CO 2 .

б) MgO; HNO 3 ; Mgl 2 .

в) HBr; Na 2 O; KI.

Задания для самоконтроля

Напишите возможные уравнения химических реакций в молекулярном и ионном виде. Имеется смесь металлов А1, Си и H 2 SO 4 .

• Напишите уравнения химических реакций в молекулярном и ионном виде

Оцените свою работу

Домашнее задание: работа по карточкам.

По теме: методические разработки, презентации и конспекты

Технологическая карта урока химии 9 класс» Электролиты и неэлектролиты. электролитическая диссоциация»

Системно-деятельностный подход, лежащий в основе Стандарта нового поколения, основной результат применения которого – развитие личности ребенка на основе универсальных учебных действий, предпола.

Урок химии 8 класс «Основные положения теории электролитической диссоциации»

Урок химии 8 класс «Основные положения теории электролитической диссоциации» с использованием ЭОР.

Урок химии п о теме «Электролитическая диссоциация»

Данный урок химии изучается по УМК О.С.Габриеляна (2 часа в неделю) в главе «Растворение. Растворы. Свойства растворов электролитов» в 4 четверти 8 класса. Тип урока – изучение .

Урок химии 9 класс Путешествие в страну «Неорганическая химия»

Заключительный урок по разделу «Неорганическая химия»Урок-путешествие для учащихся 9 класса.

Электролитическая диссоциация урок химии 8 класс

Урок-объяснение нового материала. 8 класс.

Презентация к уроку химии 8 класс » электролитическая диссоциация»

Презентация разработана для осовения учащимися темы » Элктролитическая диссоциация», она помогает увидеть процесс распада электролита на ионы, как этот процесс может происходить в жизни и бы.

Технологическая карта урока Химия 9 класс Тип урока: Практическая работа №2 «Экспериментальное решение задач по теме «Теория электролитической диссоциации»

Работа проводится в 9 классах по УМК. Химия Учебник 9 класса под редакцией Г.Е.Рудзитиса, Ф.Г.Фельдман (базовый уровень) после прохождения темы » Классификация химических реакции.

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.