Теория электролитической диссоциации
презентация к уроку по химии (8 класс)

Слайд 1

Теория электролитической диссоциации (ТЭД), ионные уравнения

Слайд 2

Содержание Предисловие Процессы растворения Электролиты и неэлектролиты Причины электропроводности растворов Проверь себя-1 Запись диссоциации веществ различных классов Проверь себя-2 Сильные и слабые электролиты Проверь себя- 3 Написание ионных уравнений Проверь себя-4

Слайд 3

Предисловие Ребята, в жизни бывают разные ситуации. Не всегда можно посещать школу, кто-то что-то не понял из материала сразу на уроке, учитель слишком быстро говорил, кто-то мешал, было плохое настроение или самочувствие… Ничего не поделаешь, приходится осваивать школьную программу, определённые навыки и умения самостоятельно. Есть учебник, конспекты товарищей, богатый выбор ресурсов в Интернете. Как выбрать оптимальный вариант ? Это решаете вы, порой «набив шишек». А что же я вам могу предложить как учитель-предметник ? Я создала довольно объёмистую презентацию, нацеленную именно на самостоятельное постижение нового материала. Не пугайтесь многочисленности слайдов, ведь тема презентации – не тема отдельного параграфа, а целый раздел химии, чрезвычайно важный. Как же работать с презентацией, чтобы вам было удобно и не утомительно ? Прежде всего я разбила материалы на главы . Смотрите содержание и переходите по гиперссылкам к нужной именно вам теме по ходу выполнения школьной программы. В конце каждой важной главы будут слайды с названием «проверь себя» . Почитайте вопросы, не спешите щёлкать мышкой и сразу же смотреть ответы. Сначала не лукавьте сами с собой, а хорошенько подумайте, поищите ответы на предыдущих слайдах. Ведь некого обманывать, кроме самих себя. Очень внимательно смотрите, как же я выполняю упражнения по написанию диссоциации веществ-электролитов различных классов, самих ионных реакций, как рассуждаю, глядите на слайды с упражнениями очень внимательно, следите за анимацией. Также я даю указания, какие же еще ранее созданные презентации -« помогалки » или текстовые документы надо бы посмотреть или освежить в памяти , если вы не слишком-то хорошо умеете составлять химические формулы, химические уравнения и определять классовую принадлежность сложных веществ. Я специально не стала скачивать картинки из Сети, создала довольно примитивное оформление с помощью автофигур , чтобы с одной стороны у вас в памяти осталась иллюстрация определённого процесса или схемы, а с другой стороны ваше внимание «не распылялось» . Если у вас будут дополнительные вопросы, претензии , предложения к оформлению и содержанию презентации, то я к ним прислушаюсь и смогу вам ещё лучше оказать виртуальную помощь. Все нам удачи!

Слайд 4

Процессы растворения Начиная с 18 века, учёных беспокоил вопрос о том, какова сущность процесса растворения – это физический процесс (диффузия) или химический процесс ? Рассмотрим ряд опытов, доказывающих, что все не так просто. Опыт №1 Безводный CoCl 2 ( хлорид кобальта) растворение растворение растворение Безводный CuSO 4 ( сульфат меди (II) ) Безводный FeCl 2 ( хлорид железа (II )) Опыт № 3 Опыт № 2 Концентрированный CuCl 2 ( хлорид меди (II ) растворение Опыт № 4 Признаки химического процесса – изменение цвета

Слайд 5

Опыт №5 H 2 O H 2 SO 4 (концентрированная) H 2 SO 4 (разбавленная) растворение t о 1 t о 2 t о 2 >t о 1 +Q Признак реакции – поглощение теплоты растворение Безводный NH 4 NO 3 ( нитрат аммония, аммиачная селитра) t о 1 t о 2 t о 2

Слайд 6

Опыт № 7( контракция) H 2 O C 2 H 5 OH Смесь воды и винного спирта до встряхивания Смесь воды и винного спирта после встряхивания V 2 V 1 V 2

Слайд 7

Главный вывод и следствия 1) Между растворителем и растворённым веществом часто происходит не просто диффузия, а химическое взаимодействие. 2 ) «Подобное растворяется в подобном» одни вещества хорошо растворяются в определённых растворителях, но плохо растворяются в других растворителях . 3 ) При растворении разных веществ наблюдаются разные тепловые эффекты. 4 ) C ольват á ция – химическое взаимодействие молекул растворённого вещества с молекулами растворителя, продукты называются сольв á тами . 5) Гидрат á ция – химическое взаимодействие молекул растворённого вещества с молекулами воды, продукты называются гидр á тами . 5) Криоскопѝя – явление, когда температура замерзания раствора меньше температуры замерзания чистого растворителя 5) Эбулиоскопѝя – явление, когда температура кипения раствора больше температуры каипения чистого растворителя 6 ) Растворимость газов повышается при увеличении давления, а твёрдых веществ (часто, но не всегда!) при повышении температуры раствора.

Слайд 8

Электролиты и неэлектролиты Рассмотрим лабораторные опыты по исследованию электропроводности некоторых твёрдых веществ и растворов . В сеть Раствор спирта этанола C 2 H 5 OH Раствор сахарозы C 1 2 H 22 O 11 Раствор медного купороса CuSO 4 Твёрдые гранулы медного купороса CuSO 4 При замыкании электрической цепи видим, что лампочка сияет,  электрический ток есть, только в случае опускания электродов в раствор медного купороса (сульфата меди (II)) , в случае же опускания электродов в растворы спирта и сахара, а также в твёрдые гранулы медного купороса лампочки не горят, значит, там не токопроводящая среда.

Слайд 9

Раствор HCl Раствор NaOH Раствор Na С l Кристаллы Na С l Твёрдые гранулы Na ОН Здесь в эксперименте мы видим, что лампочки сияют в растворах соляной кислоты, щёлочи и поваренной соли . А вот твёрдые гранулы соли и щелочи ( гидроксида натрия) не проводят ток.

Слайд 10

Выводы и следствия 1) Есть растворы веществ, способные проводить ток, и не способные это делать. 2) Электролѝты – вещества, чьи растворы или расплавы проводят электрический ток. Это растворы кислот (кроме кремниевой H 2 SiO 3 ), щелочей и солей. 3 ) Неэлектролѝты – вещества, чьи растворы или расплавы не проводят электрический ток, т.е. являются изоляторами. Это растворы в воде спиртов (например, винного), углеводов (сахарозы, глюкозы, фруктозы), йода. 4 ) В отличие от растворов, твёрдые кристаллы солей и щелочей являются изоляторами, не проводят ток.

Слайд 11

Причины электропроводности растворов Существуют 2 условия возникновения электрического тока в определённой среде – наличие напряжения (разности потенциалов) и наличие свободных заряженных частиц . Напряжение достигается в источнике тока (например, в сети или батарейке). Откуда в растворах электролитов берутся заряженные частицы ? Рассмотрим на примере хлорида натрия , гидроксида натрия и соляной кислоты + + + + + - - - Катион Na + Анион Cl - + + + + + - - - - Катион Na + Гидроксид-анион ОН - - Вывод смотри на следующем слайде.

Слайд 12

У солей и щелочей между катионами и анионами ионная связь  ионная кристаллическая решётка  в узлах решётки расположены заряженные частицы. Но они химически прочно связаны между собой  при пропускании тока через твёрдые соли и щёлочи не выполняется второе условие для электропроводности нет свободных заряженных частиц  в цепи нет тока  твердые соли и щёлочи изоляторы. Выводы 1) Тогда напрашивается вывод: молекулы воды «освободили» ионы, разрушив кристаллическую решётку, ионы стали свободными  растворы солей и щелочей могут быть проводниками тока – электролитами . 2) Диссоци á ция – процесс распада вещества на ионы под действием либо высоких температур, либо под воздействием полярного растворителя, чьи молекулы являются диполями. 3 ) Дип ó ль – молекула с ковалентной сильно полярной связью и только с одной осью симметрии  на её концах скапливаются, как на полюсах, положительный и отрицательный зараяды .

Слайд 13

Рассмотрим модели молекул воды и , например, безводного жидкого хлороводорода и метана (напоминаю, что чистые хлороводород и метан это газы, поэтому температура кипения у них <0 о C , жидкое агрегатное состояние возможно только при пониженных температурах). Вода Н 2 О Н + Н + О -2 Диполь + - Cl - Н + Хлороводород НС l Диполь + - Метан СН 4 Не диполь, так как во-первых, молекула пространственно симметричная, во-вторых, целых 4 оси симметрии, в-третьих, связь между углеродом и водородом вообще слабополярная . C -4 Н + У воды форма молекулы угловая, у хлороводорода линейная, у метана форма тетраэдра.

Слайд 14

Электропроводность солей( веществ с ионной связью) Какие же процессы происходят при растворении солей в воде ? Их три – ориентация диполей воды около ионов кристаллической решётки, разрушение решётки (ионизация) и взаимодействие освобождённых ионов с молекулами воды – гидратация . Рассмотрим растворение хлорида натрия в воде + + - - - + + Катион Na + Анион Cl - + - Ориентация диполей воды у ионов решетки - - - + + Решётка разрушается, появляются гидраты – свободные ионы, окружённые водяной «шубкой», молекулами воды. + + + + + + + + + + + + + + + + + + + + + + + + + - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - -

Слайд 15

Происходит процесс диссоциации, записывается он так: NaCl Na + + Cl - (Записью «водяной шубки» пренебрегают») И , тем не менее, в свете полученных знаний давайте разберёмся, почему некоторые соли при растворении меняют свой цвет ( смотри описания опытов на слайде № 3) . Дело в том, что катионы у некоторых солей без «водяной шубки» имеют один цвет, а с «водяной шубкой» в качестве продуктов-гидратов, другой цвет. Сравним. Co +2 Cu +2 Co +2 Cu +2 + + + + + + + + + + - - - - - - - - - - Катион Cu +2 бесцветный Катион Co +2 голубой Катион Co +2 в «водяной шубке» красный Катион Cu +2 в «водяной шубке» голубой

Слайд 16

Электропроводность кислот( веществ с ковалентной связью) Давайте в качестве примера рассмотрим диссоциацию соляной кислоты. Там ионов нет. Откуда же берутся свободные ионы ? Процесс растворения кислот в воде тоже имеет несколько стадий, как и в случае растворения солей и щелочей. Это ориентация диполей воды вокруг молекул кислоты.  Поляриз á ция – удлинение химической связи между катионом водорода и анионом кислотного остатка под действием диполей воды  гидратация – появление свободных ионов в «водяной шубке». - + - +  Ориентировка диполей воды  Поляризация связи в молекуле кислоты под действием диполей воды

Слайд 17

- + - + Появление свободных гидратированных ионов ( катионов водорода и анионов кислотного остатка HCl H + + Cl -

Слайд 18

Какие бывают проводники Проводники 1-го рода – это металлы. У них проводящая частица – свободные электроны внешних слоёв . При подаче внешнего напряжения свободные ē направленно двигаются к аноду, возникает ток. ē ē ē ē ē ē ē ē + - Анод + - Катод Катод Анод - - - Проводники 2-го рода –это растворы или расплавы электролитов : солей, кислот, щелочей. Проводящая частица- свободные катионы и анионы. При подаче напряжения «+» катионы идут к «-» катоду, а «-» анионы – к «+» аноду.

Слайд 19

Выводы 1) Растворение электролитов воде – трёхступенчатый процесс, последняя стадия является гидратацией. Каждый из трёх процессов (ориентация диполей воды, разрушение решётки, гидратация в случае солей и щелочей ; ориентация диполей воды, поляризация, гидратация в случае кислот) имеет свой тепловой эффект.  Общий тепловой эффект при растворении – это алгебраическая сумма тепловых эффектов всех трёх стадий  растворение может быть с повышением t о ( как в случае с H 2 SO 4 ), с понижением t о ( как в случае с NH 4 NO 3 ) , без изменения t о (как в случае с NaCl ) 2) Причиной изменения окраски некоторых веществ при растворении случит то, что «голый» ион имеет одну окраску, а гидратированный ион ( ион в «водяной шубке» ) иную окраску. Если растворы охлаждать медленно, то получаются кристаллические решётки, где ионы в узлах ещё и связаны с молекулами воды. Такие вещества называются кристаллогидратами , кристаллизационная вода показана в химической формуле, её обязательно надо учитывать в математических расчётах! Иногда бывает так, что безводное вещество и кристаллогидрат имеют не только разную окраску, но и название. Например, безводный коричневый сульфат железа (II) FeSO 4 , светло-зелёный железный купорос FeSO 4 7H 2 O . 3 ) Причиной распада вещества на ионы (диссоциации) являются 2 фактора – либо высокая температура, разрушающая кристаллическую решётку, либо растворитель особого строения, который является диполем и способен или разорвать кристаллическую решётку, или разрушить молекулу с ковалентной полярной связью. 4) Причиной того, что растворы спиртов, углеводов, йода не являются электролитами служит то, что молекулы воды здесь не способны разорвать молекулы на ионы нет свободных заряженных частиц нет условий для возникновения тока.

Слайд 20

Проверь себя-1 1) Растворённый спирт не проводит ток, а поваренная соль в растворе проводит ток, так как… 2) Твёрдая щёлочь NaOH изолятор, а её раствор проводник, так как… 3) Жидкий при пониженной t о хлороводород изолятор, а раствор его соляная кислота проводник, так как… 4) При растворении веществ в воде бывает разное изменение t о , так как… 6 ) При гололедице лёд посыпают иногда солью, так как… 5 ) Безводный сульфат меди (II) бесцветный, а при растворении получается голубой раствор, так как… Вода не разрывает молекулы спирта на ионы, нет свободных заряженных частиц  раствор спирта изолятор; в случае поваренной соли вода разрушила ионную решётку  появились свободные ионы и раствор стал способен проводить ток. В кристаллической решётке катионы натрия и гидроксид - анионы прочно связаны  нет одного из условий возникновения тока, в растворе же вода «освобождает» ионы, поэтому раствор щёлочи является проводником. Жидкий хлороводород HCl - это целая молекула, там ионы химически связаны ковалентной полярной связью; при попадании в воду диполи воды разрывают молекулу HCl на отдельные свободные ионы. Общий тепловой эффект при растворении – алгебраическая сумма тепловых эффектов 3-х стадий процессов, происходящих при растворении, последняя стадия – химическая реакция гидратации. У каждого вещества эти тепловые эффекты разные. В расплаве или в безводном кристалле «голый» катион Cu +2 не имеет окраски, а в растворе , окружённый «водяной шубкой» гидратированный ион приобретает голубую окраску. Используют в практических целях явление криоскопии. Раствор воды и поваренной соли замерзает при более низких температурах, чем пресный лёд, поэтому так избегают скользких поверхностей.

Слайд 21

7 ) Чтобы овощи или мясо скорее сварились, надо солить уже закипевшую воду, так как… 8 ) Кристаллы поваренной соли изоляторы, а раствор проводник, так как… 9 ) Вещество состава Ba (OH) 2 в растворе может быть проводником, так как… 10) Жидкий безводный фтороводород при пониженной t о является диполем, так как… 11) Растворение спирта в воде «говорит» о том, что молекулы спирта реагируют с молекулами воды, так как… 12) Расплав хлорида калия KCl тоже проводник, так как… 13) Жидкий безводный аммиак NH 3 при пониженной t о не является диполем , так как… 14) При разбавлении концентрированную серную кислоту приливают к воде, а не наоборот, так как… Используют явление эбулиоскопии – холодный солёный раствор закипает при более высокой t о  чтобы его довести до кипения, требуется больше энергии и времени, а пресную воду можно вскипятить быстрее. В кристаллах ионы Na + и Cl - прочно химически связаны и не способны проводить ток, в водном растворе же ионы освобождаются и способны проводить ток. Так как это вещество принадлежит к классу оснований и растворимо в воде  оно является щёлочью и в растворе может быть проводником – электролитом. HF имеет одну ось симметрии и ковалентную сильно полярную связь между катионом Н + и F - . Исходный объём спирта и воды больше конечного объёма раствора водки  изменение объёма «говорит» о том, что это признак химического процесса гидратации. Очень высокие температуры тоже могут разрушить кристаллическую решётку и освободить ионы. Идёт так называемая термическая диссоциация. Хоть в молекуле аммиака ковалентная полярная связь, но молекула имеет форму пирамиды в ней несколько осей симметрии и она не может быть диполем. Если воду прилить к кислоте, то поверхность кислоты так нагреется, что едкая жидкость выбросится очень высоко и может попасть в лицо и на руки. А при приливании кислоты к воде более тяжёлая кислота просто опустится на дно стакана, произойдёт безопасный разогрев раствора.

Слайд 22

Запись диссоциации веществ р азличных классов Диссоциация кислот При международной записи с помощью химических формул диссоциации электролитов существует ряд правил.  Индексы в химической формуле, стоящие при простых ионах , в записи диссоциации электролита становятся коэффициентами и пишутся перед формулой свободного иона в растворе или расплаве. «Водяной шубкой» при записи диссоциации пренебрегают.  Индекс при сложном ионе ( гидроксид-анионе , анионе кислотного остатка) только тогда делается коэффициентом, когда стоит за скобками в химической формуле ! При записи диссоциации сложный ион пишется полностью , а сверху его формулы ставится общая СТОК , значение которой надо брать из таблицы растворимости.  Категорически не забываем писать заряды свободных ионов в растворе !!!  Если перед химической формулой иона стоит ещё коэффициент, то «прежний» коэффициент перед молекулярной формулой и «новый» коэффициент при диссоциации перемножаем !

Слайд 23

Рассмотрим диссоциацию сероводородной кислоты H 2 S. H 2 S Индекс при простом ионе делается коэффициентом в записи. 2 H + +S 2- 2 моль катионов H + 1 моль сульфид-анионов S 2- Примечание: у связанных ионов в решётке знак заряда пишем перед цифрой , а у свободного иона в растворе знак заряда пишем после его значения ! H + H + S 2- Диссоциация Из 1 молекулы H 2 S получились 2 свободных катиона H + . Из 1 молекулы H 2 S получил c я 1 свободный анион S 2- .

Слайд 24

Рассмотрим диссоциацию 3 молей сероводородной кислоты H 2 S. 3 H 2 S Индекс при простом ионе делается коэффициентом в записи. Коэффициент при молекулярной формуле, служит своеобразным общим множителем при записи диссоциации  6H + +3S 2- 3 2=6 молей катионов H + 3 1=3 моля сульфид-анионов S 2- В записи химического уравнения понятия «молекула» и «моль» идентичны, поэтому рассмотрим диссоциацию 3 молей H 2 S на моделях молекул: S -2 S -2 S -2 Катион Н + 3 молекулы (моля) H 2 S Диссоциация 6 свободных частиц (молей) катионов H + S 2- S 2- S 2- 3 свободных частицы (молей) сульфид- анионов S 2-

Слайд 25

Рассмотрим диссоциацию серной кислоты H 2 S О 4 . H 2 SO 4 Индекс при простом ионе делается коэффициентом в записи. При сложном ионе – сульфат-анионе коэффициентом не делается, ион пишется полностью 2 H + +SO 4 2- 2 моль катионов H + 1 моль сульфат -анионов SO 4 2- О -2 S +6 О -2 О -2 О -2 Диссоциация О -2 S +6 О -2 О -2 О -2 Целая молекула серной кислоты Целая частица – сложный сульфат-анион SO 4 2- 2 свободных аниона Н +

Слайд 26

Рассмотрим диссоциацию 5 молей азотной кислоты HN О 3 . 5HNO 3 Коэффициент перед формулой будет «множителем» Этот индекс при сложном ионе  он не будет коэффициентом, с «5» не перемножается!  5H + +5NO 3 - Рассмотрим диссоциацию 5 молей серной кислоты H 2 S О 4 . 5H 2 SO 4 Коэффициент перед формулой будет «множителем» Этот индекс при сложном ионе  он не будет коэффициентом, с «5» не перемножается! Индекс при простом ионе будет коэффициентом при диссоциаци и перемножится с «5»  10H + +5SO 4 2-

Слайд 27

Диссоциация щелочей Рассмотрим диссоциацию гидроксида бария Ba (OH) 2 . Ba (OH) 2 При сложном ионе, стоит за скобками делается коэффициентом  Ba 2+ +2OH - Ba +2 О - 2 О - 2 Катион Н + Диссоциация Ba +2 О - 2 О - 2 1 моль катионов Ba 2+ 2 моль анионов ОН -

Слайд 28

Рассмотрим диссоциацию 3 молей гидроксида натрия NaOH . 3NaOH Коэффициент перед формулой, является «множителем» Гидроксид-анион при диссоциации пишется полностью с учётом общего заряда и «множителя» - коэффициента 3 Na + +3OH - Рассмотрим диссоциацию 4 молей гидроксида бария Ba (OH) 2 . 4Ba(OH) 2 Коэффициент-множитель Индекс при сложном ионе за скобкой делается при диссоциации коэффициентом при ионе и перемножается с исходным коэффициентом перед формулой 4 Ba 2+ +8OH - 3 моль свободных ионов Na + 3 моль свободных гидроксид-анионов ОН - 8 моль свободных гидроксид - анионов ОН - 4 моль свободных катионов Ва 2+

Слайд 29

Диссоциация c олей Рассмотрим диссоциацию хлорида железа (III) – соли бескислородной кислоты FeCl 3 Индекс при простом ионе делается коэффициентом при диссоциации  Fe 3+ +3Cl - Рассмотрим диссоциацию 2 молей хлорида железа (III) . 2FeCl 3 Индекс при простом ионе делается коэффициентом при диссоциации и перемножается с первоначальным коэффициентом перед формулой.  2Fe 3+ +6Cl - Исходный «множитель» 1 моль ионов Fe 3+ 3 моль ионов Cl -

Слайд 30

Рассмотрим диссоциацию нитрата натрия – соли кислородсодержащей кислоты NaNO 3 Индекс при сложном ионе, не за скобками не делается коэффициентом при диссоциации  Na + +NO 3 - 1 моль ионов Na + 1 моль нитрат-ионов NO 3 - Рассмотрим диссоциацию сульфата алюминия – соли кислородсодержащей кислоты Al 2 (SO 4 ) 3 Индекс при простом ионе делается коэффициентом при диссоциации Индекс при сложном ионе за скобкой делается коэффициентом при диссоциации  2Al 3+ +3SO 4 2-

Слайд 31

Выводы ( классы веществ в свете ТЭД) 1) Кислотами называются электролиты, которые при диссоциации распадаются на катионы Н + и анионы кислотных остатков.  Раз у кислот одинаковые катионы, то одинаковые некоторые свойства: кислый вкус и соответствующая окраска индикаторов (лакмус красный, метилоранж розовый, фенолфталеин бесцветный). 2 ) Основаниями называются электролиты, которые при диссоциации распадаются на катионы металлов + х и гидроксид-анионы .  Раз у оснований-щелочей одинаковые анионы, то одинаковые некоторые свойства: едкость, «мылкость» на ощупь и соответствующая окраска индикаторов (лакмус синий, метилоранж жёлтый, фенолфталеин малиновый). 3 ) Средними солями называются электролиты, которые при диссоциации распадаются на катионы металлов + х и анионы кислотных остатков, простые или сложные .

Слайд 32

Проверь себя-2 Упражнение №1 Напиши диссоциацию веществ . 1) Напиши диссоциацию 3 молей азотной кислоты 2) Напиши диссоциацию 2 молей плавиковой кислоты 3) Напиши диссоциацию 5 молей нитрата алюминия 4) Напиши диссоциацию 4 молей гидроксида лития 5) Напиши диссоциацию 5 молей фосфата калия 6) Напиши диссоциацию 2 молей серной кислоты Серная кислота- кислородсодержащая  распадётся на катион( ы ) водорода и сложный анион кислотного остатка 2 H 2 SO 4  4 H + + 2 SO 4 2- Плавиковая кислота- бескислородная  распадётся на катион( ы ) водорода и простой анион кислотного остатка 2 HF  2 H + + 2 F - Азотная кислота- кислородсодержащая  распадётся на катион( ы ) водорода и сложный анион кислотного остатка 3 HNO 3  3 H + + 3 NO 3 - Нитрат алюминия – соль кислородсодержащей кислоты распадётся на катион( ы ) металла и сложные анионы кислотного остатка 5 Al(NO 3 ) 3  5 Al 3+ + 5 NO 3 - Фосфат калия– соль кислородсодержащей кислоты распадётся на катион( ы ) металла и сложные анионы кислотного остатка 5 K 3 PO 4  15 K + + 5 PO 4 3- Гидроксид лития – щёлочь распадётся на катион металла и сложные анионы гидроксид-анионы 4 LiOH  4 Li + + 4 OH -

Слайд 33

Упражнение №2 « Объяснялки ». №1 При разбавлении раствор слабой уксусной кислоты начинает проводить ток лучше, так как… №2 В растворе поваренной соли лампочка сияет ярко, а при добавлении новых порций хлорида натрия в раствор лампочка сияет тусклее, а показания амперметра падают, так как… №3 Все щёлочи одинаково окрашивают фенолфталеин в малиновый цвет, так как… №4 Кислоты кислые на вкус, так как… №5 У гидроксида бария сразу отщепляются 2 гидроксид-аниона , так как… № 7 Раствор в 1 моль серной кислоты более кислый, чем раствор в 1 моль соляной кислоты , так как… № 6 При диссоциации нитрата алюминия получается больше нитрат-анионов , чем при диссоциации нитрата кальция , так как… № 8 При записи диссоциации соли фосфата натрия первый индекс делается коэффициентом, а второй нет , так как… при растворении степень диссоциации слабого электролита возрастает  электропроводность улучшается. при значительном увеличении концентрации растворённого сильного электролита идёт обратный процесс – ассоциация, то есть объединение снова ионов в решётку  степень диссоциации и проводимость уменьшаются. при диссоциации всех щелочей появляется общий ион – гидроксид-анион , он-то и окрашивает индикатор фенолфталеин в малиновый цвет. наш язык способен чувствовать присутствие катионов Н + (протонов), которые появляются при диссоциации всех кислот. Гидроксид бария Ba (OH)2 –щёлочь сильный электролит и у него при диссоциации сразу отщепляются 2 гидроксид аниона OH - Нитрат алюминия имеет состав Al(NO 3 ) 3  при диссоциации будут 3 моля нитрат-анионов , а нитрат кальция имеет формулу Са (NO 3 ) 2  при диссоциации будут только 2 моля нитрат-анионов . При диссоциации серной кислоты H 2 SO 4 будут 2 моля протонов, а при диссоциации такого же количества молекул соляной кислоты HCl только 1 моль протонов  одномолярный раствор серной кислоты более кислый. Так как в соли Na 3 PO 4 индекс «3» при простом ионе он делается коэффициентом при диссоциации, в знак того, что катионы Na + освободились. А индекс «4» при сложном анионе-кислотном остатке, который не распадается при диссоциации.

Слайд 34

Сильные и слабые электролиты Давайте зададимся вопросом: электролиты проводят ток одинаково или по-разному, в зависимости от своего состава ? Рассмотрим опыт. В замкнутую электрическую цепь включены амперметр, лампочка, опущенная в токопроводящую среду – раствор электролита-кислоты. У растворов одинаковое число частиц, равное числу Авогадро – 6 10 23 . На иллюстрации видно, что лампочка горит ярче и показания амперметра выше в случае с серной кислотой по сравнению с фосфорной кислотой. Почему ? A A I 1 I 2 1 Моль H 2 SO 4 1 Моль H 3 Р O 4 I 1 >I 2

Слайд 35

Из курса физики понятно, что сила тока пропорциональна числу заряженных частиц  можно сделать вывод, что изначально-то число молекул обеих кислот было одинаковым, а вот при растворении в воде число ионов стало неодинаковым, с случае с серной кислотой ионов больше  лампочка сияет ярче и показания силы тока выше. Выводы 1) Сила электролита не зависит от его химической активности и растворимости в воде , а зависит от числа распавшихся на ионы молекул, т.е от электропроводности! 2 ) Сильные электролиты распадаются на ионы полностью, сразу, необратимо в разбавленном растворе. 3) Слабые электролиты распадаются на ионы не полностью, ступенчато, обратимо в разбавленном растворе. 4) Есть сильные и слабые кислоты и основания. Их сила зависит от особенностей строения, их проходят в старших классах. 5) Все растворимые соли – сильные электролиты

Слайд 36

Важной характеристикой силы электролита является степень диссоциации, которая обозначается греческой буквой . Степень диссоциации – это отношение числа распавшихся частиц к общему числу частиц, которое легко посчитать через моли. = число распавшихся частиц / общее число молекул У сильных электролитов 1 (100%), у слабых она мала. Электролитами средней силы мы пока «пренебрегаем», условно считаем, что не сильный электролит, тот слабый. Степень диссоциации может меняться в зависимости от концентрации раствора. При разбавлении слабого электролита его . При выпаривании воды и увеличении концентрации электролита  наоборот , так как идёт обратный процесс- ассоциация. Ассоци á ция – процесс связывания ионов обратно в молекулы или кристаллические решётки. Происходит под действием либо понижения температуры расплава и его дальнейшей кристаллизации, либо при выпаривании полярного растворителя.

Слайд 37

Диссоциация c ильных кислот HCl H + + Cl - HNO3 H + +NO 3 - H 2 SO 4 2H + +SO 4 2- Диссоциация (ступенчатая) слабых кислот H 3 PO 4  H + + H 2 PO 4 - H 2 PO 4 - H + + H PO 4 2- HPO 4 2- H + +PO 4 3- 1 ступень 2 ступень 3 ступень Фосфорная кислота Дигидрофосфат-анион Фосфат-анион Гидрофосфат-анион Запомни: диссоциация слабого электролита легче всего идёт по первой ступени. У слабой кислоты поочерёдно отщепляются катионы Н + ( протоны).

Слайд 38

Диссоциация c ильных оснований (щелочей) LiOHLi + +OH - Ba (OH) 2 Ba 2+ +2OH - NaOHNa + +OH - Диссоциация (ступенчатая) слабых оснований ( малораствориых ) Fe(OH) 3 O H - +Fe (OH) 2 + Fe (OH) 2 + OH - +Fe OH 2+ Fe OH 2+ OH - +Fe 3+ 1 ступень 2 ступень 3 ступень Гидроксид железа (III) Катион дигидрокси железа (III) Катион железа (III) Катион гидроксижелеза (III) У слабого основания поочерёдно отщепляются анионы ОН - ( гидроксид-анионы ).

Слайд 39

Сильные и слабые электролиты 1) Сильные кислоты : H 2 SO 4 - серная , HNO 3 -, азотная HCl - хлороводородная (соляная) , HBr , - бромоводородная , HI - йодоводородная , HClO 4 - хлорная . 2) Слабые кислоты : H 2 S -сероводородная, HF- фтороводородная (плавиковая), H 2 SO 3 - сернистая, HNO 2 - азотистая, H 3 PO 4 - фосфорная, H 3 PO 3 - фосфористая, H 2 CO 3 - угольная, H 2 SiO 3 - кремниевая (нерастворимая). 3 ) Сильные основания-щёлочи : LiOH - гидроксид лития , NaOH – гидроксид натрия(едкий натр) , KOH- гидроксид калия (едкое кали) , Ca(OH) 2 - гидроксид кальция (щёлочь только в разбавленном растворе, называется известковая вода) , Ba (OH) 2 - гидроксид бария (едкий барит) . 2) Слабые основания – все малорастворимые : Fe(OH) 2 - гидроксид железа (II), Fe(OH) 3 - гидроксид железа (III), Cu(OH) 2 - гидроксид меди (II), Cr(OH) 2 - гидроксид хрома (II), Cr(OH) 3 - гидроксид хрома (III), Zn(OH) 2 - гидроксид цинка , Al(OH) 3 - гидроксид алюминия , NH 3 H 2 O- гидроксид аммония (материал 9 класса)

Слайд 40

Проверь себя-3 Упражнение 1 «Четвёртый лишний» Выберите из 4-х предложенных формул формулу того вещества, которое выпадает из общего ряда. В помощь вам презентация, прошлые знания и жизненный опыт. №1 NaCl HBr KNO 3 AlCl 3 №2 H 2 SO 4 HBr HNO 3 FeCl 3 № 3 NaOH Ba (OH) 2 KOH Cu(OH) 2 № 4 NaCl N 2 KNO 3 LiOH № 5 NaCl HBr HNO 2 AlCl 3 № 6 Fe(OH) 3 KOH Cr(OH) 2 CuOH № 7 NaCl AgBr Ca(NO 3 ) 2 AlCl 3 № 8 S Al K P Лишнее вещество HBr , так как это кислота, а остальные вещества – соли . Лишнее вещество FeCl 3 , так как это соль, а остальные вещества – кислоты . Лишнее вещество Cu(OH) 2 , так как это нерастворимое основание, а остальные вещества – растворимые щёлочи . Лишнее вещество N 2 , так как это простое вещество, неэлектролит , а остальные вещества – сложные, их растворы электролиты . Лишнее вещество HNO 2 , так как это c лабый электролит, а остальные вещества – сильные электролиты . Лишнее вещество KOH , так как это щёлочь, а остальные вещества – нерастворимые основания . Лишнее вещество AgBr , , так как это нерастворимая соль, а остальные вещества – растворимые соли . Лишнее вещество S , , так как это неметалл, изолятор, а остальные вещества –металлы, проводники .

Слайд 41

Упражнение 2 «Выбери правильный ответ» №1 Где в растворах будет гореть лампочка : C 12 H 22 O 11 C 2 H 5 OH NaOH O 2 № 2 Где лампочка горит ярче всего: H 2 SO 4 C 2 H 5 OH Cu(OH) 2 H 2 SO 3 № 3 В одномолярном растворе больше H + : H 3 PO 4 H 2 SiO 3 NH 3 H 2 SO 4 № 4 Где в растворе будет синий лакмус : C 12 H 22 O 11 Ba (OH) 2 Fe(OH) 2 N 2 № 5 Где в растворах в 1 моль будет больше катионов : CaCl 2 Al 2 (SO 4 ) 3 Na 3 PO 4 KOH NaOH - щёлочь  электролит, прочие вещества (соответственно сахароза, спирт, кислород) неэлектролиты Серная кислота – сильный электролит в растворе много заряженных частиц, спирт неэлектролит , Cu(OH) 2 – малорастворимое вещество, сернистая кислота слабый электролит . Серная кислота – сильный электролит в растворе много протонов, целых 2 моля, нерастворимая H 2 SiO 3 неэлектролит , аммиак –не даёт протонов при диссоциации, у фосфорной кислоты H 3 PO 4 имеет 3 протона в формуле, но она слабый электролит, не все протоны пойдут в раствор . Гидроксид бария – щёлочь  индикатор лакмус в щелочной среде будет синий. Соответственно сахароза неэлектролит , гидроксид железа (II) нерастворимое основание, азот – неэлектролит . Здесь все соли – растворимые. Будет больше всего катионов у того соединения, где их больше в химической формуле, где больше химический индекс при катионе.

Слайд 42

Упражнение 3 « Объяснялки » №1 Сероводородная кислота диссоциирует ступенчато, так как… №2 В растворе фосфорной кислоты больше всего анионов H 2 PO 4 -, так как… №3 Малорастворимый гидроксид кальция сильный электролит, так как… № 4 Fe(OH) 2 в растворе фенолфталеина бесцветный, а Ba (OH) 2 малиновый так как… № 5 Одномолярный раствор азотной кислоты более кислый, чем одномолярный раствор азотистой кислоты так как… № 6 В растворе фосфорной кислоты меньше всего фосфат-анионов , так как… № 7 При диссоциации 1 моля плавиковой кислоты не получается 1 моль фторид-анионов , так как… Она слабый электролит , и протоны от её молекулы отрываются поочерёдно. Фосфорная кислота слабый электролит, его диссоциация лучше всего идёт по первой ступени, в результате получаются дигидрофосфат-анионы H 2 PO 4 - На самом деле сила электролита не зависит от его растворимости. Са (ОН) 2 малорастворим , но та небольшая доля молекул, какие попали в раствор, сразу же полностью распадается на ионы  разбавленный раствор Са (ОН) 2 щёлочь, известковая вода. Гидроксид железа (III) нерастворимое в воде основание  фенолфталеин в водной среде бесцветный, а гидроксид бария – щёлочь, получившиеся при диссоциации гидроксид-анионы окрашивают индикатор в малиновый цвет. Азотная HNO 3 и азотистая HNO 2 кислоты могут при диссоциации давать по одному протону, но азотная кислота сильная и целиком распадается на ионы, а азотистая слабая, там не все молекулы распадутся на протоны и нитрит-анионы . Фосфорная кислота слабая трёхосновная (3 водорода в химической формуле)  её диссоциация идёт по трём ступеням. Фосфат-ионы получаются при диссоциации по последней третьей ступени, которая идёт хуже всего. Плавиковая кислота HF слабая, не все молекулы распадутся на протоны и фторид-анионы .

Слайд 43

Написание ионных уравнений  Сначала надо составить молекулярное уравнение реакции обмена , составить формулы продуктов, потом , разумеется поставить коэффициенты ! (О том, как это сделать, смотри мою памятку «Составление уравнений по литературным формулировкам).  Потом надо поставить под химическими формулами символы «Н» -нерастворимое вещество, «Р» -растворимый электролит, «газ»- если получается газообразный продукт и «слабый электролит»- если в ходе реакции получается вода.  Затем ниже создаём полное ионное уравнение : растворимые электролиты независимо от того, сильные они или слабые, пишем сразу распавшимися на ионы с учётом множителя-коэффициента ,не забываем писать заряды свободных ионов в растворе , формулы же нерастворимых веществ , оксидов, газов, воды в ионном уравнении пишем полностью , ведь они не распадаются на ионы!  После написания полного ионного уравнения зачёркиваем легонько ионы, одинаковые в левых и правых частях уравнения . Такое действие «говорит» о том, что эти ионы «формально» присутствуют в растворе , но в акте обмена не участвуют.  Наконец создаём третью запись - краткое ионное уравнение , его пишем без «сокращённых» слева и справа одинаковых ионов. Краткое ионное уравнение показывает, какие же частицы реально способствовали протеканию реакции обмена .  И напоследок запомни: если в левой и правой частях полного ионного уравнения ничего не сокращается, то так иногда хоть и редко, но бывает . Если же все сократилось, то либо реакция обмена невозможна, либо где-то при записи была допущена ошибка !

Слайд 44

Ионные реакции с выпадением осадка  - первое условие протекания Реакций Ионного обмена Рассмотрим несколько вариантов составления молекулярных, полных и кратких ионных уравнений с подробным разбором и анимацией. №1 Составить молекулярное, полное и краткое ионное уравнение взаимодействия хлорида бария и серной кислоты. Действие первое . Для начала составим формулы реагентов. Хлорид бария –это соль, бинарное вещество. Ты можешь использовать памятки-презентации «Бинарные вещества» и «Составление формул солей». Действие второе . При написании формул продуктов перекомбинируем катионы и анионы, выведем их формулы с учётом зарядов. ПОМНИ: ПРИ СОСТАВЛЕНИИ МОЛЕКУЛЯРНЫХ ФОРМУЛ ПРОДУКТОВ ПИСАТЬ В ЧИСТОВИКЕ ЗАРЯДЫ СВЯЗАННЫХ ИОНОВ НЕОБЯЗАТЕЛЬНО , ЭТО ДЕЙСТВИЕ НЕОБХОДИМО ЛИЧНО ТЕБЕ «ДЛЯ САМООРГАНИЗАЦИИ», ЧТОБЫ ВЫВЕСТИ ФОРМУЛЫ МОЛЕКУЛЯРНЫХ ПРОДУКТОВ. Ba +2 Cl - 2 +H + 2 SO 4 -2  Ba +2 SO 4 -2 +H + Cl - Составляем химический переход, пишем формулы реагентов и продуктов. Составляем химическое уравнение, пишем что растворимо, а что нет. Осадок можно пометить символом  BaCl 2 +H 2 SO 4 BaSO 4 + HCl 2 Р Р Р Н

Слайд 45

Действие третье. Теперь напишем полное ионное уравнение, не забываем учитывать, что растворимо, а что нет, что надо разлагать на ионы с учётом множителя-коэффициента, а что нет, ГЛАВНОЕ – НЕ ЗАБЫВАТЬ ПИСАТЬ ЗАРЯДЫ СВОБОДНЫХ ИОНОВ В РАСТВОРЕ, ЕСЛИ ЭТОГО НЕ СДЕЛАТЬ, ТО ЗАПИСЬ БУДЕТ БЕССМЫСЛЕННОЙ, А ЭТО ГРУБЕЙШАЯ ОШИБКА! BaCl 2 +H 2 SO 4 BaSO 4 + HCl 2 Р Р Р Н Ba 2+ +2Cl - +2H + +SO 4 2-  BaSO 4  +2H + +2Cl - Действие четвёртое . «Сократим» одинаковые ионы в левой и правой частях уравнения, ниже напишем краткое ионное уравнение. Ba 2+ +SO 4 2- BaSO 4  Признак реакции – появление плотного белого осадка BaCl 2 H 2 SO 4 HCl в растворе BaSO 4 в осадке

Слайд 46

№2 Составить молекулярное, полное и краткое ионное уравнение взаимодействия нитрата свинца (II) и йодида калия. Действие первое . Для начала составим формулы реагентов. Оба реагента –это соли, йодид калия –ещё бинарное вещество. Ты можешь использовать памятки-презентации «Бинарные вещества» , «Составление формул солей» , текстовый документ «Составление химических уравнений по литературным формулировкам». Действие второе . При написании формул продуктов перекомбинируем катионы и анионы, выведем их формулы с учётом зарядов . Составляем химический переход, пишем формулы реагентов и продуктов. Pb +2 (NO 3 ) - 2 +K + I -  Pb +2 I 2 - +K + NO 3 - Составляем химическое уравнение, пишем что растворимо, а что нет. Осадок можно пометить символом Потом отмечаем, что растворимо, а что нерастворимо. Pb (NO 3 ) 2 + KI PbI 2 + KNO 3 2 2 Р Р Р Н Пишем полное ионное уравнение, не забываем про заряды свободных ионов в растворе, потом сокращаем одинаковые ионы в левой и правой частях уравнения. И, наконец, пишем краткое ионное уравнение. Pb 2+ +2NO 3 - +2K + +2I - PbI 2 +2K + +2NO 3 - Pb 2+ +2I - PbI 2  Pb (NO 3 ) 2 KI KNO 3 в растворе PbI 2 в осадке Признак реакции – выпадение ярко-жёлтого осадка

Слайд 47

№3 Составить молекулярное, полное и краткое ионное уравнение взаимодействия сульфата меди (II) и сульфида натрия. Действие первое . Для начала составим формулы реагентов. Оба реагента –это соли, сульфид натрия –ещё бинарное вещество. Ты можешь использовать памятки-презентации «Бинарные вещества» , «Составление формул солей» , текстовый документ «Составление химических уравнений по литературным формулировкам». Действие второе . При написании формул продуктов перекомбинируем катионы и анионы, выведем их формулы с учётом зарядов . Составляем химический переход, пишем формулы реагентов и продуктов. Cu +2 SO 4 2- +Na + 2 S -2  Cu +2 S -2 +Na + 2 SO 4 -2 Действие третье . Составляем химическое уравнение, пишем что растворимо, а что нет. Осадок можно пометить символом  . Потом отмечаем, что растворимо, а что нераствори мо. CuSO 4 + Na 2 S CuS+Na 2 SO 4 Р Р Р Н Действие четвёртое . Пишем полное ионное уравнение, не забываем про заряды свободных ионов в растворе, потом сокращаем одинаковые ионы в левой и правой частях уравнения. И, наконец, пишем краткое ионное уравнение. Cu 2+ +SO 4 2- +2Na + +S 2-  CuS +2Na + +SO 4 2- Cu 2+ +S 2-  CuS  CuSO 4 Na 2 S Na 2 SO 4 в растворе CuS в осадке Признак реакции – выпадение чёрного осадка

Слайд 48

№4 Составить молекулярное, полное и краткое ионное уравнение взаимодействия хлорида железа (III) и гидроксида натрия. Действие первое . Для начала составим формулы реагентов. Первый реагент –это соль, гидроксид натрия – основание-щёлочь. Ты можешь использовать памятки-презентации «Бинарные вещества» , «Составление формул солей» , текстовые документы «Составление химических уравнений по литературным формулировкам», «Классы веществ». Действие второе . При написании формул продуктов перекомбинируем катионы и анионы, выведем их формулы с учётом зарядов . Составляем химический переход, пишем формулы реагентов и продуктов. Fe +3 Cl 3 - + Na + OH -  Fe +3 (OH) 3 -2 +Na + Cl - Действие третье . Составляем химическое уравнение, пишем что растворимо, а что нет. Осадок можно пометить символом  . Потом отмечаем, что растворимо, а что нерастворимо. FeCl 3 + 3 NaOH Fe(OH) 3 + 3 NaCl Р Р Р Н Действие четвёртое. Пишем полное ионное уравнение, не забываем про заряды свободных ионов в растворе, потом сокращаем одинаковые ионы в левой и правой частях уравнения. И, наконец, пишем краткое ионное уравнение. Fe 3+ +3Cl - +3Na + +3OH - Fe(OH) 3 +3Na + +3Cl - Fe 3+ +3OH - Fe(OH) 3  FeCl 3 NaOH NaCl в растворе Fe(OH) 3 в осадке Признак реакции – выпадение бурого осадка

Слайд 49

№5 Составить молекулярное, полное и краткое ионное уравнение взаимодействия силиката натрия и соляной кислоты. Действие первое . Для начала составим формулы реагентов. Первый реагент –это соль, соляная кислота – сильная кислота. Ты можешь использовать памятки-презентации «Бинарные вещества» , «Составление формул солей» , текстовые документы «Составление химических уравнений по литературным формулировкам», «Классы веществ». Действие второе . При написании формул продуктов перекомбинируем катионы и анионы, выведем их формулы с учётом зарядов . Составляем химический переход, пишем формулы реагентов и продуктов. Na 2 + SiO 3 2- + HCl -  H + 2 SiO 3 -2 +Na + Cl - Действие третье . Составляем химическое уравнение, пишем что растворимо, а что нет. Осадок можно пометить символом  . Потом отмечаем, что растворимо, а что нерастворимо. Na 2 SiO 3 + 2 HCl H 2 SiO 3 + 2 NaCl Р Р Р Н Действие четвёртое. Пишем полное ионное уравнение, не забываем про заряды свободных ионов в растворе, потом сокращаем одинаковые ионы в левой и правой частях уравнения. И, наконец, пишем краткое ионное уравнение. 2Na + +SiO 3 2- +2H + +2Cl - H 2 SiO 3 +2Na + +2Cl - 2H + +SiO 3 2- H 2 SiO 3  Na 2 SiO 3 HCl NaCl в растворе H 2 SiO 3 в осадке Признак реакции – выпадение студенистого осадка кремниевой кислоты

Слайд 50

. Ионные реакции с выделением газа  - второе условие протекания Реакций Ионного обмена Чтобы без труда написать возможные продукты именно таких реакций обмена, лучше не заниматься «рекомбинацией» катионов и анионов, а лучше сразу запомнить несколько правил.  C оль слабой нестойкой угольной кислоты (растворимый или нерастворимый карбонат)+ сильная кислота соль сильной кислоты + CO 2 +H 2 O – принцип: сильная кислота вытесняет слабую нестойкую кислоту из её соли .  C оль слабого нестойкого основания (соль аммония )+ сильное основание-щёлочь соль с катионом от щёлочи (соль сильного основания) + NH 3 +H 2 O – принцип: сильное основание вытесняет слабое нестойкое основание из его соли . Но это материал, изучаемый в 9 кл ассе! (Впрочем ученикам 8 класса вполне можно с ним познакомиться.  C оль слабой нестойкой сернистой кислоты( сульфит )+ сильная кислота соль сильной кислоты + SO 2 +H 2 O – принцип: сильная кислота вытесняет слабую нестойкую кислоту из её соли .

Слайд 51

№1 Составить молекулярное, полное и краткое ионное уравнение взаимодействия карбоната кальция и бромоводородной кислоты. Действие первое . Составим, пользуясь, памяткой-презентацией «Составление формул солей» формулу реагента карбоната кальция и формулу продукта-бромида кальция. Раз соль карбонат, то прочие продукты- CO 2 , H 2 O. А формулу бромоводородной кислоты можно посмотреть и выучить в теме «Кислоты» (школьный конспект) или текстовом документе «Классификация веществ». Действие второе – составим химический переход. Ca +2 CO 3 -2 +HBr Ca +2 Br - 2 +CO 2 +H 2 O Действие третье . Поставим коэффициенты в молекулярном уравнении реакции, подпишем, что растворимо, а что нет. Ca +2 CO 3 -2 + HBr Ca +2 Br - 2 +CO 2 +H 2 O 2 Н Р Р Газ Слабый электролит Действие четвёртое . Напишем диссоциацию растворимых веществ с учётом множителя-коэффициента в полном ионном уравнении, потом сократим одинаковые частицы в левой и правой частях уравнения. Ca +2 CO 3 -2 + 2H + +2Br - Ca +2 +2Br - +CO 2 +H 2 O Действие пятое . Напишем сокращённое ионное уравнение. Ca +2 CO 3 -2 + 2H + Ca +2 +CO 2 +H 2 O

Слайд 52

№2 Составить молекулярное, полное и краткое ионное уравнение взаимодействия сульфита калия и серной кислоты. Действие первое . Составим, пользуясь, памяткой-презентацией «Составление формул солей» формулу реагента сульфита калия и формулу продукта-уже сульфата калия (соли серной кислоты). Раз соль-реагент сульфит, то прочие продукты- SO 2 , H 2 O. А формулу серной кислоты можно посмотреть и выучить в теме «Кислоты» (школьный конспект) или текстовом документе «Классификация веществ». Действие второе – составим химический переход. K 2 + SO 3 -2 +H 2 SO 4 K 2 + SO 4 2- +SO 2 +H 2 O Действие третье . Поставим коэффициенты в молекулярном уравнении реакции, подпишем, что растворимо, а что нет. K 2 + SO 3 -2 +H 2 SO 4 K 2 + SO 4 2- 2 +SO 2 +H 2 O Р Р Р Газ Слабый электролит Действие четвёртое . Напишем диссоциацию растворимых веществ с учётом множителя-коэффициента в полном ионном уравнении, потом сократим одинаковые частицы в левой и правой частях уравнения. 2K + +SO 3 -2 + 2H + +SO 4 2- 2K + +SO 4 2- +SO 2 +H 2 O Действие пятое . Напишем сокращённое ионное уравнение. SO 3 -2 + 2H + SO 2 +H 2 O

Слайд 53

№ 3 Составить молекулярное, полное и краткое ионное уравнение взаимодействия хлорида аммония и гидроксида бария.  (9 класс) Действие первое . Составим , используя правила, указанные в презентации «составление формул солей» формулу реагента хлорида аммония. Катион аммония NH 4 + – сложная частица с общей СТОК=+1, она «заменяет» по смыслу катион металла. Диссоциация солей аммония подчиняется общим правилам, изложенным в презентации. Действие второе – составим химический переход. NH 4 + Cl - +Ba +2 (OH) - 2 Ba +2 Cl 2 - +NH 3 +H 2 O Действие третье . Поставим коэффициенты в молекулярном уравнении реакции, подпишем, что растворимо, а что нет. 2 NH 4 + Cl - +Ba +2 (OH) 2 Ba +2 Cl 2 - +2NH 3 +2H 2 O Р Р Р Газ Слабый электролит Действие четвёртое . Напишем диссоциацию растворимых веществ с учётом множителя-коэффициента в полном ионном уравнении, потом сократим одинаковые частицы в левой и правой частях уравнения. 2NH 4 + +2Cl - + Ba 2+ +2OH - Ba 2+ +2Cl - +2NH 3 +2H 2 O Действие пятое . Напишем сокращённое ионное уравнение. 2NH 4 + + 2OH - 2NH 3 +2H 2 O «двойку» можно не писать

Слайд 54

Ионные реакции с образованием слабого электролита воды – третье условие протекания Реакций Ионного обмена Чаще всего подобное условие реализуется при взаимодействии кислоты и основания, продуктами их взаимодействия будет растворимая или нерастворимая соль и вода. Реакция взаимодействия кислоты и основания с образованием соли и воды называется реакцией нейтрализации . №1 Составить молекулярное, полное и краткое ионное уравнение взаимодействия гидроксида железа ( III) и азотной кислоты Действие первое . Составим, пользуясь, памяткой-презентацией «Составление формул солей» формулу продукта –соли азотной кислоты – нитрата железа (III) .А формулы реагентов - азотной кислоты и гидроксида железа (III ) - можно посмотреть и выучить в текстовом документе «Классификация веществ». Действие второе – составим химический переход. Fe +3 (OH) - 3 + 3 H + NO - 3  Fe 3+ (NO 3 ) - 3 + 3 H 2 O Действие третье . Поставим коэффициенты в молекулярном уравнении реакции, подпишем, что растворимо, а что нет. Fe +3 (OH) - 3 +H + NO - 3  Fe 3+ (NO 3 ) - 3 +H 2 O н р р Слабый электролит Действие четвёртое . Напишем диссоциацию растворимых веществ с учётом множителя-коэффициента в полном ионном уравнении, потом сократим одинаковые частицы в левой и правой частях уравнения. Fe(OH) 3 + 3H + +3NO 3 - Fe 3+ +3NO 3 - +3H 2 O Действие пятое . Напишем сокращённое ионное уравнение. Fe(OH) 3 + 3H + Fe 3+ +3H 2 O

Слайд 55

№2 Составить молекулярное, полное и краткое ионное уравнение взаимодействия гидроксида натрия и серной кислоты Действие первое . Составим, пользуясь, памяткой-презентацией «Составление формул солей» формулу продукта –соли серной кислоты – сульфата натрия .А формулы реагентов – серной кислоты и гидроксида натрия - можно посмотреть и выучить в текстовом документе «Классификация веществ». Действие второе – составим химический переход. 2 Na + OH - +H + 2 SO 4 -2  Na + 2 SO 4 -2 + 2 H 2 O Действие третье . Поставим коэффициенты в молекулярном уравнении реакции, подпишем, что растворимо, а что нет. Na + OH - +H + 2 SO 4 -2  Na + 2 SO 4 -2 +H 2 O Р Р Р Слабый электролит Действие четвёртое . Напишем диссоциацию растворимых веществ с учётом множителя-коэффициента в полном ионном уравнении, потом сократим одинаковые частицы в левой и правой частях уравнения. 2Na + + 2OH - +2H + +SO 4 2- 2Na + +SO 4 2- +2H 2 O Действие пятое . Напишем сокращённое ионное уравнение. 2 OH - + 2 H +  2 H 2 O «двойку» можно не писать.

Слайд 56

Ещё случаи процессов, которые надо писать в ионном виде и где образуется вода. Это реакции веществ класса оксидов. Разберём случаи взаимодействия в растворах осн ó вных и кислотных оксидов (ангидридов). 1) Осн ó вные оксиды (те, которым соответствуют гидроксиды-основания ) реагируют с кислотами с образованием соли и воды,катион металла из оксида будет в катионе соли. 2) Кислотные оксиды (те, которым соответствуют гидроксиды – кислородсодержащие кислоты) реагируют со щелочами тоже с образованием соли кислоты, соответствующей оксиду и воды. Ниже приведены справочные материалы – кислотные оксиды, соответствующие кислоты и кислотные остатки для вывода формул солей-продуктов.

Слайд 57

Формула оксида Формула соответствующей кислоты Название кислоты Кислотный остаток Название соли S +6 O 3 H 2 S +6 O 4 сер н ая SO 4 2- сульф ат S +4 O 2 H 2 S +4 O 3 серн ист ая SO 3 2- сульф ит P +5 2 O 5 H 3 P +5 O 4 фосфор н ая PO 4 3- фосф ат N +5 2 O 5 H N +5 O 3 азот н ая NO 3 - нитр ат C +4 O 2 H 2 C +4 O 3 уголь н ая CO 3 2- карбон ат Si +4 O 2 H 2 Si +4 O 3 кремни ев ая SiO 3 2- силик ат Mn +7 2 O 7 H Mn +7 O 4 марганц ó в ая MnO 4 - перманган ат Cr +6 O 3 H 2 Cr +6 O 4 хром ов ая CrO 4 2- хром ат N +3 2 O 3 HN +3 O 2 азот ист ая NO 2 - нитр ит P +3 2 O 3 H 3 P +3 O 3 фосфор ист ая PO 3 3- фосф ит

Слайд 58

№1 Составить молекулярное, полное ионное и краткое ионное уравнение взаимодействия оксида меди (II) с соляной кислотой. Оксид меди (II) – оксид металла со СТОК+2 он основный и при взаимодействии с соляной кислотой будет соответствующая соль хлорид меди (II) и вода. Можно воспользоваться презентацией «Вывод формул солей». Действие первое . Составим молекулярное уравнение процесса, поставим коэффициенты. Действие второе . Поставим, где, что растворимо. Оксиды не разлагаются на ионы! Cu +2 O+ 2 H + CL - Cu +2 Cl - 2 +H 2 O Н Р Р Слабый электролит Действие третье. Напишем полное ионное уравнение, сократим одинаковые слева и справа написанные ионы. Cu +2 O+ 2 H + +2CL - Cu +2 +2Cl - +H 2 O Cu +2 O+ 2 H + Cu +2 +H 2 O HCl CuO нагревание Признак реакции : при нагревании чёрного оксида меди (II) в бесцветной соляной кислоте получается раствор синего цвета.

Слайд 59

№2 Составить молекулярное, полное ионное и краткое ионное уравнение взаимодействия оксида железа (III) с серной кислотой. Оксид железа (III) – основный и при взаимодействии с серной кислотой будет соответствующая соль сульфат железа (III) и вода. Можно воспользоваться презентациями «Вывод формул солей» и «Бинарные вещества». Действие первое . Составим молекулярное уравнение процесса, поставим коэффициенты. Действие второе . Поставим, где что растворимо. Оксиды не разлагаются на ионы! Fe +3 2 O 3 + 3 H + 2 SO 4 2- Fe +3 2 (SO 4 ) -2 3 + 3 H 2 O Н Р Р Слабый электролит Действие третье. Напишем полное ионное уравнение, сократим одинаковые слева и справа написанные ионы. H 2 SO 4 Fe 2 O 3 нагревание Признак реакции : при нагревании коричневого оксида железа (III) в бесцветной серной кислоте получается раствор жёлто-бурого цвета. Fe +3 2 O 3 + 6 H + +3 SO 4 2-  2 Fe +3 +3 SO 4 -2 +3H 2 O Fe +3 2 O 3 + 6 H +  2 Fe +3 +3H 2 O

Слайд 60

№2 Составить молекулярное, полное ионное и краткое ионное уравнение взаимодействия оксида серы (VI) с гидроксидом натрия. Оксид серы (VI) – кислотный и при взаимодействии со щёлочью гидроксидом натрия будет соответствующая соль (см. слайд№50) сульфат натрия и вода. Можно воспользоваться презентациями «Вывод формул солей». Действие первое . Составим молекулярное уравнение процесса, поставим коэффициенты. Действие второе . Поставим, где,что растворимо . Оксиды не разлагаются на ионы! S +6 O 3 + 2 Na + OH - Na + 2 SO 4 -2 +H 2 O Н Р Р Слабый электролит Действие третье. Напишем полное ионное уравнение, сократим одинаковые слева и справа написанные ионы. S +6 O 3 + 2 Na + +2OH - 2Na + +SO 4 -2 +H 2 O S +6 O 3 +2OH - SO 4 -2 +H 2 O растворение NaOH с фенолфталеином SO 3 Признак реакции: при растворении белых кристаллов оксида серы (VI) в подкрашенном для видимости индикатором растворе щёлочи NaOH наблюдаем исчезновение малиновой окраски.

Слайд 61

Проверь себя - 4 Упражнение №1 «Напиши в ионном виде». №1 Написать в молекулярном и ионном виде реакцию взаимодействия азотной кислоты и карбоната натрия № 2 Написать в молекулярном и ионном виде реакцию взаимодействия гидроксида калия и хлорида хрома (III) №3 Написать в молекулярном и ионном виде реакцию взаимодействия нитрата серебра и хлорида бария 2 HNO 3 +Na 2 CO 3  2 NaNO 3 +CO 2 +H 2 O Молекулярное уравнение. Намёк: дана соль карбонат, а кислота-реагент сильная  будут углекислый газ, вода и соль сильной кислоты, в данном случае - нитрата. 2 H + + 2 NO 3 - + 2 Na + + CO 3 2-  2 Na + + 2 NO 3 - +CO 2 +H 2 O 2 H + + CO 3 2- CO 2 +H 2 O Полное ионное уравнение Краткое ионное уравнение 3 KOH+CrCl 3 Cr(OH) 3 + 3 KCl 3 K + + 3 OH - +Cr 3+ + 3 Cl - Cr(OH) 3 + 3 K + + 3 Cl - 3 OH - +Cr 3+ Cr(OH) 3  Молекулярное уравнение Полное ионное уравнение Краткое ионное уравнение 2 AgNO 3 +BaCl 2 Ba(NO 3 ) 2 + 2 AgCl 2 Ag + + 2 NO 3 - +Ba 2 + + 2 Cl - Ba 2+ + 2 NO 3 - + 2 AgCl  2 Cl - + 2 Ag +  2 AgCl Молекулярное уравнение Полное ионное уравнение Краткое ионное уравнение Признак реакции: выделение бесцветного неядовитого газа. Признак реакции: выпадение тёмно-зелёного осадка. Признак реакции: выпадение белого осадка.

Слайд 62

Упражнение №2 «Найди ошибку в записи или утверждении». 1)  Все электролиты проводят ток одинаково. 2)  У металлов и электролитов одинаковая причина проводимости. 3 )  Как обычно, при разбавлении серной кислоты к ней надо добавить воды . 4)  При диссоциации 1 моля HCl и HF получаются по одному молю протонов. 5)  Серная кислота сильный электролит, так как она бурно реагирует со многими веществами. 6 )  Ученик записал диссоциацию серной кислоты так: H 2 SO 4 2H + +S +6 +4O 2- . Нет, есть сильные и слабые электролиты Нет, у металлов проводящая частица – свободные электроны внешних атомных слоёв, а у электролитов проводящая частица – свободные ионы в растворе или расплаве Нет, надо концентрированную кислоту добавлять к воде, чтобы не было выплеска раскалённого раствора на кожу. Нет, HCl сильная кислота, при её полной диссоциации будет один моль протонов, а HF слабая кислота, у неё частичная диссоциация и протонов будет меньше.  Нет, сила электролита зависит от степени диссоциации, а не от химической активности  Сульфат – анион –целая частица, сложный ион, который не распадается в растворе. Правильная запись такая : H 2 SO 4 2H + +SO 4 2-

Слайд 63

7)  Ученик записал диссоциацию сульфата алюминия так: Al 2 (SO 4 ) 3 2Al+3SO 4 8 )  Ученица записала диссоциацию нитрата кальция так: Ca(NO 3 ) 2 2Ca 2+ +2NO 3 - 9 )  Ученица записала уравнения взаимодействия соляной кислоты с карбонатом натрия так: Na 2 CO 3 +2HCl 2NaCl+H 2 CO 3 10 )  Ученик записал полное ионное уравнение так: Cu 2+ +O 2- +2H + + 2Cl - Cu 2+ +2Cl - +H 2 O 1 1)  Ученик после записи полного ионного уравнения получил такое краткое уравнение: Na + +NO 3 - NaNO 3 1 2)  Ученица после записи полного ионного уравнения взаимодействия карбоната кальция с азотной кислотой получила такое краткое уравнение: 2 H + + С O 3 2 - CO 2 +H 2 O Нет , здесь грубейшая ошибка в записи: нельзя забывать писать зарялды свободных ионов в растворе!!! Верная запись: Al 2 (SO 4 ) 3 2Al 3+ +3SO 4 2-  Нет, «2» при сложном ионе нитрат-анионе , и только перед ним она делается коэффициентом. Верная запись такая: Ca(NO 3 ) 2 Ca 2+ +2NO 3 -  Нет, просто « перекомбинировать » ионы нежелательно, так как во-первых при записи ионного уравнения всё сократится, а это неверно, а во-вторых, получившаяся угольная кислота нестойкая и сразу разлагается: Na 2 CO 3 +2HCl 2NaCl+H 2 О+ CO 2   Нет, оксиды на ионы не разлагаем! Верная запись полного ионного уравнения: Cu О +2H + + 2Cl - Cu 2+ +2Cl - +H 2 O  Нет, продуктом краткого ионного уравнения может быть только нерастворимое вещество, вода или газ. Нитрат натрия – растворимое вещество, оно не «цель» ионного процесса.  Нет, формально сама запись верная, но к данной реакции отношения не имеющая, так как карбонат кальция (мел) не растворимое вещество. Верная запись будет такой: 2 H + +Ca С O 3 Ca 2+ +CO 2 +H 2 O

Слайд 64

Конец материала 8 класса