РАСТВОРЕНИЕ.
РАСТВОРИМОСТЬ ВЕЩЕСТВ В ВОДЕ.
I РАСТВОРЕНИЕ И РАСТВОРЫ.
РАСТВОРЕНИЕ. РАСТВОРЫ.
Физическая теория (Вант – Гофф,
Оствальд, Аррениус).
Растворение – это процесс диффузии,
а растворы – это однородные смеси.
Химическая теория (Менделеев,
Каблуков, Кистяковский).
Растворение – это процесс химического
взаимодействия растворяемого вещества
с водой, - процесс гидратации,
а растворы – это соединения – гидраты.
Современная теория.
Растворение – это физико - химический процесс, протекающий между растворителем и частицами растворенного вещества и сопровождающийся процессом диффузии.
Растворы – это однородные (гомогенные) системы, состоящие из частиц растворенного вещества, растворителя и продуктов их взаимодействия – гидратов.
II ПРИЗНАКИ ХИМИЧЕСКОГО ВЗАИМОДЕЙСТВИЯ ПРИ РАСТВОРЕНИИ.
1. Тепловые явления.
ü Экзотермические – это явления, сопровождающиеся выделением теплоты /растворение в воде концентрированной серной кислоты H2SO4/.
ü Эндотермические – это явления, сопровождающиеся поглощением теплоты /растворение в воде кристаллов нитрата аммония NH4NO3/.
2. Изменение цвета.
CuSO4 + 5H2O → CuSO4∙ 5H2O
белые голубые кристаллы
кристаллы
3. Изменение объема.
III ЗАВИСИМОСТЬ ТВЕРДЫХ ВЕЩЕСТВ ОТ РАСТВОРЕНИЯ.
1. От природы веществ:
ü хорошо растворимые в воде /более 10г вещества на 100г воды/;
ü малоратсворимые в воде /менее 1г/;
ü практически нерастворимые в воде /меньше 0,01г/.
2. От температуры.
IV ТИПЫ РАСТВОРОВ ПО РАСТВОРИМОСТИ.
Ø По степени растворимости:
ü Ненасыщенный раствор – раствор, в котором при данной температуре и давлении возможно дальнейшее растворение уже содержащегося в нем вещества.
ü Насыщенный раствор – раствор, находящейся в фазовом равновесии с растворяемым веществом.
ü Перенасыщенный раствор – неустойчивый раствор, в котором содержание растворенного вещества больше, чем в насыщенном растворе этого же вещества при тех значениях температуры и давлении.
Ø По степени соотношения растворимого вещества к растворителю:
ü концентрированные;
ü разбавленные.
ТЕОРИЯ ЭЛЕКТРОЛИТИЧЕСКОЙ ДИССОЦИАЦИИ (ТЭД).
I. Теория электролитической диссоциации (ТЭД) была предложена шведским ученым Сванте Аррениус в 1887г.
Позднее ТЭД развивалась и совершенствовалась. Современная теория водных растворов электролитов помимо теории электролитической диссоциации С. Аррениуса включает в себя представления о гидратации ионов (, ), теорию сильных электролитов (, , 1923г.).
II. ВЕЩЕСТВА
 |
Электролиты – вещества, растворы
или расплавы которых проводят
электрический ток.
/кислоты, соли, основания/
Неэлектролиты – вещества, растворы или расплавы которых не проводят электрический ток.
/простые вещества/
ИОНЫ – заряженные частицы.
ü катионы /kat+/– положительно заряженные частицы.
ü анионы /an-/– отрицательно заряженные частицы
III. ОСНОВНЫЕ ПОЛОЖЕНИЯ ТЭД:
ü Самопроизвольный процесс распада электролита на ионы в растворе или в расплаве носит название электролитической диссоциации.
ü В водных растворах ионы находятся не в свободном, а в гидратированном состоянии, т. е. окруженные диполями воды и химически с ними связанными. Ионы в гидратированном состоянии отличаются по свойствам от ионов в газообразном состоянии вещества.
ü Для одного и того же растворенного вещества степень диссоциации увеличивается по мере разбавления раствора.
ü В растворах или расплавах электролитов ионы движутся хаотично, но при пропускании через раствор или расплав электролита электрического тока, ионы движутся направленно: катионы – к катоду, анионы – к аноду.
МЕХАНИЗМ ЭЛЕКТРОЛИТИЧЕСКОЙ ДИССОЦИАЦИИ
1. ЭД ионных веществ:
ü Разрушение водородных связей между молекулами воды, образование диполей воды.
ü Ориентация диполей воды относительно ионов кристалла.
ü Распад кристалла на ионы (собственно диссоциация).
ü Гидратация ионов.
2. ЭД веществ с ковалентным полярным типом химической связи.
ü Разрушение водородных связей между молекулами воды, образование диполей воды.
ü Ориентация диполей воды относительно диполей полярной молекулы.
ü Сильная поляризация связи, в результате которой общая электронная пара полностью смещается к атомной частице более электроотрицательного элемента.
ü Распад вещества на ионы (собственно диссоциация).
ü Гидратация ионов.
СТЕПЕНЬ ЭЛЕКТРОЛИТИЧЕСКОЙ ДИССОЦИАЦИИ /α/
1. Степень ЭД – это отношение числа распавшихся молекул к общему числу частиц в растворе.
N
α = ─ ∙ 100%
Nобщ.
2. По величине степени ЭД вещества делятся:
ü сильные электролиты /HCl; H2SO4; NaOH; Na2CO3/
ü электролиты средней силы /H3PO4/
ü слабые электролиты /H2CO3; H2SO3/.
ХИМИЧЕСКИЙ ДИКТАНТ
ПО ТЕМЕ: «ЭЛЕТРОЛИТИЧЕСКАЯ ДИССОЦИАЦИЯ»
1. Все растворимые в воде основания – сильные электролиты.
2. Гидролизу подвергаются только растворимые в воде соли.
3. Диссоциация – это обратимый процесс.
4. Сутью реакции нейтрализации, СН3СООН + КОН → СН3СООК + Н2О, отраженной в виде краткого ионного уравнения химической реакции является: Н++ ОН- → Н2О.
5. BaSO4; AgCl – это нерастворимые в воде соли, поэтому они не диссоциируют на ионы.
6. Правильно ли составлено уравнение диссоциации следующих солей:
ü Na2SO4 → 2Na+ + SO42-
ü KCl → K+ + Cl-
7. Уравнение диссоциации сернистой кислоты имеет следующий вид: H2SO3 → 2H+ + SO32-.
8. Истинная степень диссоциации сильного электролита менее 100%.
9. В результате реакции нейтрализации всегда образуется соль и вода.
10. Только растворимые в воде основания – щелочи, являются электролитами.
11. Представленные ниже уравнения химических реакций являются реакциями ионного обмена:
ü 2KOH + SiO2 → K2SiO3 + H2O
ü Al2O3 + 2NaOH → 2NaAlO2 + H2O
ü CuO + 2HCl → CuCl2 + H2O
12. Сернистая кислота является слабой кислотой, поэтому она распадается на воду (Н2О) и сернистый газ (SO2).
H2SO3 → H2O + SO2↑.
КОД
1. Нет /исключение NH3∙H2O/
2. Нет: Al2S3 + 2H2O → 2AlOHS + H2S↑
3. Нет. /Диссоциация только слабых электролитов является обратимым процессом, сильные электролиты диссоциируют необратимо/.
4. Нет: CH3COOH + OH - → CH3COO= + H2O.
5. Нет. /Данные соли нерастворимы по отношению к воде, но они способны диссоциировать/.
6. Нет. /Данные соли являются сильными электролитами, поэтому диссоциируют необратимо/.
7. Нет. /Многоосновные кислоты диссоциируют ступенчато/.
8. Нет. /Истинная степень диссоциации равна 100%/.
9. Нет: NH3(г.) + HCl(г.) → NH4Cl, под вопросом остается образование воды.
10. Нет. /Все основания электролиты/.
11. Нет. /Это реакции обмена, но ионного/.
12. Нет. /Распад сернистой кислоты происходит так как это непрочная кислота/.
ПРАВИЛА
СОСТАВЛЕНИЯ ИОННЫХ УРАВНЕНИЙ ХИМИЧЕСКИХ РЕАКЦИЙ.
1. Простые вещества, оксиды, а также нерастворимые кислоты, соли и основания на ионы не раскладывают.
2. Для реакции ионного обмена используются растворы, поэтому даже малорастворимые вещества находятся в растворах в виде ионов. /Если малорастворимое вещество является исходным соединением, то на ионы его раскладывают при составление ионных уравнений химических реакций/.
3. Если малорастворимое образуется в результате реакции, то при записи ионного уравнения его считают нерастворимым.
4. Сумма электрических зарядов в левой части уравнения должна быть равна сумме электрических зарядов в правой чести.
УСЛОВИЯ
ПРОТЕКАНИЯ РЕАКЦИЙ ИОННОГО ОБМЕНА
1. Образование малодиссоциирующего вещества воды – Н2О:
ü HCl + NaOH → NaCl + H2O
H+ + Cl - + Na+ + OH- → Na+ + Cl - + H2O
H+ + OH - → H2O
ü Cu(OH)2 + H2SO4 → CuSO4 + 2H2O
Cu(OH)2 + 2H+ + SO42- → Cu2+ + SO42- + 2H2O
Cu(OH)2 + 2H+ → Cu2+ + 2H2O
2. Выпадение осадка:
ü FeCl3 + 3NaOH → Fe(OH)3↓ + 3NaCl
Fe3++ 3Cl - + 3Na+ + 3OH- → Fe(OH)3↓ + 3Na++ 3Cl-
Fe3++ 3OH - → Fe(OH)3↓
ü BaCl2 + H2SO4 → BaSO4↓ + 2HCl
Ba2++ 2Cl - + 2H++ SO42- → BaSO4↓ + 2H++ 2Cl-
Ba2++ SO42- → BaSO4↓
ü AgNO3 + KBr → AgBr↓ + KNO3
Ag+ + NO3- + K++ Br - → AgBr↓ + K++ NO3-
Ag+ + Br - → AgBr↓
3. Выделение газа:
ü Na2CO3 + 2HCl → 2NaCl + H2O + CO2↑
2Na++ CO32-+ 2H++ 2Cl- → 2Na++ 2Cl - + H2O + CO2↑
CO32-+ 2H+ → H2O + CO2↑
ü FeS + H2SO4 → FeSO4 + H2S↑
FeS + 2H++ SO42-→ Fe2++ SO42-+ H2S↑
FeS + 2H+→ Fe2++ H2S↑
ü K2SO3 + 2HNO3 → 2KNO3 + H2O + SO2↑
2K++ SO32-+ 2H++ 2NO3- → 2K++ 2NO3- + H2O + SO2↑
SO32-+ 2H+ → H2O + SO2↑
ЗАДАНИЯ
ПО ТЕМЕ: “ЭЛЕКТРОЛИТИЧЕСКАЯ ДИССОЦИАЦИЯ”
1. Запишите уравнения диссоциации следующих веществ:
a) HNO3
b) KHCO3
c) HClO
d) Ba(OH)2
e) KNO3
f) MgOHCl
g) H2SO3
h) BaOHCl
i) HCN
j) KHSO4
2. Напишите ионные уравнения химических реакций для следующих схем:
a) NaCl + AgNO3 → AgCl↓ + NaNO3
b) CaBr2 + Na2CO3 → CaCO3↓ + 2NaBr
c) H3PO4 + 3NaOH → Na3PO4 + 3H2O
d) 3CaCl2 + 2Na3PO4 → Ca3(PO4)2↓ + 6NaCl
e) Al2(SO4)3 + 6KOH → 2Al(OH)3↓ + 3K2SO4
f) Ba(NO3)2 + H2SO4 → BaSO4↓ + 2HNO3
g) Na2CO3 + 2HCl → 2NaCl + H2O + CO2↑
h) LiOH + HBr → LiBr + H2O
3. Какие вещества можно взять, чтобы осуществить превращения (напишите молекулярные уравнения реакций):
a) 2H++ CO32- → H2O + CO2↑
b) S2- + Cu2+ → CuS↓
c) H++ OH- → H2O
d) 3Ca2++ 2PO43- → Ca3(PO4)3↓
e) 3Ag++ PO43- → Ag3PO4↓
f) SO32-+ 2H+ → H2O + SO2↑
4. Составьте уравнения химических реакций в молекулярной и ионной формах между следующими веществами:
a) нитратом меди (ІІ) и сульфатом натрия;
b) хлоридом бария и сульфатом калия;
c) азотной кислотой и гидроксидом свинца (II);
d) нитратом серебра и хлоридом калия;
e) гидроксидом кальция и соляной кислотой;
f) силикатом натрия и серной кислотой;
g) нитратом свинца (II) и сульфидом натрия;
h) сульфитом калия и соляной кислотой.
