На головну

Тема 2. Розчини електролітів

  1. VI. Розчини. Способи вираження концентрації
  2. буферні розчини
  3. Буферні розчини 1 сторінка
  4. Буферні розчини 10 сторінка
  5. Буферні розчини 11 сторінка
  6. Буферні розчини 12 сторінка
  7. Буферні розчини 13 сторінка

Цілі, завдання:

На фактичному рівні отримання знань:

1. Електроліти сильні і слабкі, кислоти, основи, солі, Изотонический коефіцієнт;

2. Самоіонізація розчинника, іонний добуток води (КW), водневий і гідроксильний показники - pH і pOH, константа дисоціації (Кд), Ступінь дисоціації (a);

3. Розчинність і твір розчинності (ПР);

4. Кількісні характеристики: константа гідролізу (Кгідр), Ступінь гідролізу (?), справжня і активна концентрації (активність), коефіцієнт активності, іонна сила розчину;

5. Рівновага в розчинах електролітів, гідроліз солей;

6. Закони та теорії, які застосовуються для кількісного опису рівноваг в розчинах електролітів: закон діючих мас, закон розведення Оствальда, теорія Дебая-Хюккеля.

На операційному рівні отримання знань:

Навчити студента:

1. Відображати сутність процесів дисоціації (асоціації) в рівняннях;

2. Приводити вираз закону діючих мас в розчинах електролітів (Кд, Доw, ПР, Кнест, Догідр);

3. Використовувати на практиці довідкові дані Дод, Доw, ПР, Кнест;

4. Приводити кількісні характеристики процесів, що проходять в розчинах електролітів у рівноважних і нерівноважних системах;

5. Складати рівняння іонних процесів.

На аналітичному рівні отримання знань:

Навчити студента:

1. Класифікувати електроліти по їх силі;

2. Пояснювати причину відхилення від законів Рауля і Вант-Гоффа в розведених розчинах електролітів;

3. Пояснювати вплив додавання загального іона на розчинність слабкого електроліту і значення рН.

4. Доводити напрямок протікання іонообмінних процесів (в тому числі і гідроліз);

5. Прогнозувати можливості обмінного взаємодії іонів солі з водою і реакцію середовища.

Фактичний матеріал:

I. Теорія електролітичноїдисоціації. Експериментальні підтвердження дисоціації. Коригування законів Рауля і Вант-Гоффа в розведених розчинах електролітів. Ізотонічний коефіцієнт. Механізм електролітичноїдисоціації для речовин з іонним і ковалентно-полярним типом зв'язку.

II. Кількісні характеристики процесу дисоціації. Ступінь дисоціації і константа дисоціації слабких електролітів. Зв'язок між Дод і ?. Співвідношення між Дод і силою електроліту. Залежність ? від концентрації електроліту, вплив сили електроліту на електропровідність розчину. Розрахунок концентрацій іонів в розчині

III. Особливості дисоціації сильних і слабких електролітів. Облік межіонних взаємодій в концентрованих розчинах сильних електролітів.

IV. Електролітична дисоціація води. Шкала pH. Вимірювання pH. Кислотно-основні індикатори, принцип їх дії. Розрахунок pH в розчинах сильних і слабких кислот і підстав.

V. Гетерогенне рівновагу "осад - розчин". Співвідношення між ПР і розчинність сполук. Умова освіти і розчинення осаду. Вплив однойменних іонів на розчинність. Знаходження молярної розчинності за величиною ПР.

VI. Іонно-обмінні процеси і їх сутність. Умова незворотного протікання іонно-обмінних реакцій. Складання рівнянь іонно-обмінних реакцій в молекулярній та іонно-молекулярній формі. Рівновага "нейтралізація - гідроліз" і його кількісні характеристики. Вплив різних факторів на ступінь гідролізу.

VII. Реакція середовища в розчинах гідролізуються солей. Гідроліз багатозарядних іонів. Складання рівнянь реакцій гідролізу.

Висновки по темі:

1. Поведінка розчинів електролітів можна характеризувати Колігативні законами із застосуванням ізотонічного коефіцієнта.

2. Процес електролітичноїдисоціації залежить від виду хімічного зв'язку в молекулі електроліту і кількісно характеризується Дод і ?.

3. Водні розчини характеризуються певними значеннями рН і рОН.

4. Можливість утворення і раствороенія осаду визначається за допомогою ПР.

5. Процес гідролізу солей відноситься до іонних рівноваг, описується іонними рівняннями і кількісно характеризується Дог і ?;

Питання для самоконтролю:

1. Пояснити, чому температура замерзання 0,1 розчину NaCl в два рази нижче, ніж 0,1 розчину цукру.

2. Які речовини називаються електролітами?

3. Вказати причини електролітичноїдисоціації.

5. Визначити ступінь дисоціації сильного, слабкого електроліту і неелектроліту.

6. Привести рівняння електролітичноїдисоціації гідроксиду магнію, карбонату натрію, соляної кислоти.

7. Визначити, в якому з розчинів - 0,1M HCl або 0,1 HCN концентрація іонів водню Н+ більше.

8. Розрахувати електропровідності розчинів а) 0,01 HCl і 0,1M HCl б) 0,1M CaCl2 і 0,1M NaCl в) 0,01M HCl і 0,01 HCN. Обговорити результати.

9. Привести рівняння реакції дисоціації і вирази відповідних констант дисоціації для електролітів: HCl, HNO2, HClO, NaOH, NH4OH.

10. Привести рівняння реакції дисоціації і вирази констант дисоціації електролітів: H2S, Zn (ВІН)2 , H34 . Cr (ОH)3 .

11. Пояснити залежність ступеня дисоціації та ізотонічного коефіцієнта від розведення розчину.

12. Привести значення іонного добутку води: а) при 25 ° С, б) при 80 ° С?

13. Розташувати в порядку зростання значення pH електроліти однакової молярної концентрації: а) HF б) СH3COOH в) HCN г) HCl.

14. Привести в загальному вигляді рівновагу, константа рівноваги якого називається "твір розчинності".

15. Привести вираз ПР для наступних електролітів: AgI, Ag2S, Bi2S3, BaSО4.

16. До насиченого розчину AgCl додали: а) хлорид натрію б) нітрат натрію в) нітрат срібла г) соляну кислоту? В якому випадку розчинність AgCl зміниться?

18. Як змінюватися концентрації всіх компонентів рівноважного процесу: а) при додаванні сильної кислоти до розчину слабкої кислоти, б) при додаванні слабкої кислоти до розчину її солі?

19. Пояснити, чому молекулярному рівнянню відповідає одне іонне рівняння, тоді як іонного рівняння відповідає цілий ряд рівно можливих молекулярних рівнянь.

20. Скласти рівняння молекулярних і іонно-молекулярних реакцій, що протікають в розчинах між: а) соляною кислотою і карбонатом кальцію; б) азотною кислотою і гідроксидом літію; в) сульфідом натрію і нітратом міді; г) гідроксидом цинку і їдким натром; д) бромидом амонію і водою; е) гідросульфітом натрію і водою.

21. Підібрати відповідні молекулярні рівняння до коротким іонним:

а) 2Br- + Pb2+ = PbВr2?

б) Н+ + F- = HF

в) 2Н+ + SO32 = H2O + SO2

г) Fe3+ + 6 F- = [Fe F6]3

д) S2- + H2O = HS- + OH-

е) Сu2+ + H2O = CuOH+ + H+

22. Розчин який з солей в рівній молярної концентрації має найбільше значення рН: NaBr, NaHS, NaHSO3 , NaF?

Розділ 2. Дисперсні системи (8 годин)




Навчально-методичне та інформаційне забезпечення дисципліни | Перелік типових екзаменаційних питань | Рейтингова оцінка з дисципліни | Тема 1. Основні класи неорганічних сполук | Тема 1. Будова атома, періодичний закон Д. І. Менделєєва | Тема 2. Хімічний зв'язок | Тема 1. Міжмолекулярна взаємодія | Тема 2. Агрегатні стани речовини | Тема 1. I і II закон термодинаміки | Тема 1. Кінетика хімічних процесів і хімічна рівновага |

© um.co.ua - учбові матеріали та реферати