Как различить сильные и слабые электролиты: Сильные и слабые электролиты, соли (химия, 9 класс)

Содержание

Сильные и слабые электролиты — степень диссоциации

Электролиты — вещества, расплавы или растворы которых могут проводить электрический ток.

Неэлектролиты — вещества, расплавы или растворы которых не могут проводить электрический ток.

Диссоциация и степень диссоциации

Диссоциация — это распад соединений на ионы.

Степень диссоциации (α) — это отношения числа продиссоциировавших, то есть распавшихся на ионы молекул к их общему числу растворенных молекул.

Формула:

Стрелкой → обозначают распад соединений на ионы.

Стрелкой ← обозначают обратный процесс.

Сильные электролиты

Сильные электролиты — это вещества, которые при растворении в воде почти полностью диссоциируют на ионы.

Поэтому в уравнениях диссоциации ставят знак равенства (=) для сильных электролитов.

К сильным электролитам относятся:

Многие неорганические кислоты, такие как: h3SO4, HNO3, HClO3, HMnO4, HClO4, HBr, HCl, HI.

Основания щелочноземельных (Ca(OH)2, Ba(OH)2, Sr(OH)2) и щелочных (KOH, NaOH, LiOH) металлов.
Растворимые соли.

Слабые электролиты

Слабые электролиты — это такие вещества, которые только частично диссоциируют на ионы.

Поэтому в уравнениях диссоциации ставят знак обратимости (⇄) для слабых электролитов.

К слабым электролитам относятся:

Вода и практически все органические кислоты.
Некоторые неорганические кислоты: h4PO4, h3SiO3, h3S, h4PO4, HNO2, h3CO3.
Нерастворимые гидроксиды металлов: Zn(OH)2, Mg(OH)2, Fe(OH)2.

Сильные и слабые электролиты

Как различить сильные и слабые электролиты? Сильные электролиты в растворах почти полностью диссоциированы. К данной группе в большой степени относятся соли, сильные кислоты и щелочи. Слабые электролиты включают слабые основания и кислоты, а также некоторые соли, цианид ртути (II), хлорид ртути (II), иодид кадмия и роданид железа (II).

Степень диссоциации, сильные и слабые электролиты — видео

Это интересно:

Электролит различие между сильными и слабыми

К слабым электролитам относятся органические кислоты, а также кислоты борная, азотистая, кремневая, мышьяковая и мышьяковистая, угольная, сернистая, сероводородная, ортофос-форная, цианистоводородная, хлорноватистая и другие, некоторые основания, гидразин и гидроксиламин, органические основания и, наконец, к слабым электролитам принадлежит вода, незначительно диссоциирующая на ионы водорода и ионы гидроксила. Существенное различие между сильными и слабыми электролитами заключается в следующем. Сильный электролит, поскольку он нацело диссоциирован, образует при данных условиях максимально возможную концентрацию ионов, создающих интенсивное электрическое поле сил. Наличие этого поля обусловливает резкое уклонение растворов сильных электролитов от свойств идеального раствора. Естественно поэтому, что те закономерности, которые строго выполняются для идеального или близкого к нему по свойствам раствора, неприменимы к растворам сильных электролитов. [c.150]
По отношению к сильным электролитам предполагался другой механизм, основанный на соотношении между энергией гидратации и энергией кристаллической решетки. Здесь взаимодействие между ионами не может быть сведено к чисто физическому взаимодействию, одним законом Кулона нельзя объяснить свойства растворов сильных электролитов. Необходимо признать и в этом случае большую роль химических сил. Участие химических сил так велико, что, нам кажется, сейчас вообще нельзя делать различия между сильными и слабыми электролитами, что каждый электролит, в зависимости от обстоятельств, от среды, в которой он находится, может оказаться и сильным и слабым. [c.11]

С рассмотренной точки зрения становится ясным различие между реакциями нейтрализации сильной кислоты сильным основанием и случаями нейтрализации, когда хотя бы одно из исходных веществ — слабый электролит. При нейтрализации сильной кислоты сильным основанием в растворе образуется только один слабый электролит — вода. При этом равновесие

[c.252]

Основное различие между анодированием в сильных и слабых электролитах заключается в том, что при использовании сильных электролитов необходимо охлаждать электролит до низких рабочих температур (обычно О—24°С). Для охлаждения, как правило, используют змеевики, погруженные в электролит. Анодирование с целью получения защитного слоя обычно проводят при сравнительно высоких температурах ( 100°С). Охлаждения при этом не требуется. [c.188]

Электролиты. Электролиты, растворенные в воде, более или менее диссоциированы на ионы (теория Сванте Аррениуса), и диссоциированная часть одной грамм-молекулы называется степенью электролитической диссоциации. Различают сильные и слабые электролиты. Согласно современным взглядам на электролитическую диссоциацию, сильные электролиты в водных растворах полностью ионизированы. между тем как в растворах слабых электролитов фисутствуют недиссоциированные молекулы. Различие между двумя группами не очень резкое, существуют многочисленные промежуточные случаи. Соляная кислота, напрнмер, рассматривается как сильный электролит, хотя в 1-н. растворе присутствуют недиссоциированные молекулы. Однако концентрация этих молекул по сравнению с концентрацией ионов так мала, что кислота на самом деле может быть рассматриваема как полностью ионизированная. Соли щелочных и целочноземельных металлов, гидроокиси щелочных металлов, различные неорганические кислоты, как хлорная кислота, галогенные кислоты, азотная кислота относятся к сильным электролитам. Органические кислоты и основания являются слабыми электролитами, хотя при одинаковых условиях степени их диссоциации значительно отличаются (см. гл. 1, п. 5).

[c.7]

Слабый электролит в растворе находится в основном в-виде недиссоциированных ковалентносвязанных молекул, и лишь небольшая его часть, соответствующая степени диссоциации, образует ионы. Степень диссоциации слабого электролита мала даже в наиболее разбавленных растворах и резко снижается при повышении концентрации (например,, в 0,001 м растворе уксусной кислоты при 25 °С степень дис- социации равна 0,12, в 0,1 м растворе — 0,014). В растворах сильных электролитов диссоциация полная или почти не отличается от 1, а относительное изменение степени диссоциации при разбавлении раствора невелико. С другой стороны, поскольку в растворах слабых электролитов число ионов значительно ниже из-за малой степени диссоциации по сравнению с числом ионов в растворах сильных электролитов равной концентрации, электростатическое взаимодействие между ионами и его изменение при варьировании концентрации гораздо ниже в растворах слабых, чем в растворах сильных электролитов. Следовательно, зависимость отроводи-мости слабых электролитов от концентрации и температуры раствора определяется главным образом изменением степени диссоциации при варьировании указанных факторов, а электростатическое взаимодействие ионов имеет небольшое значение. Проводимость же разбавленных растворов сильных электролитов вследствие электростатического взаимодействия ионов, в основном зависит от концентрации электролита, а изменение степени диссоциации небольшого числа недиссо-циированных молекул вносит в значение проводимости не более как несущественную поправку. Однако и в растворах слабых электролитов нельзя пренебречь образованием ионных пар, удерживаемых электростатическими силами, хотя их число незначительно по сравнению с недиссоциированными ковалентно связанными молекулами. Эти два процесса невозможно различить по данным измерений проводимости.

[c.405]

Гидролиз солей — электролит

Сильные кислоты диссоциируют в растворах на ионы полностью.

HCl => H⁺ + Cl^—

H₂SO₄=> 2H⁺ +

Выбери правильный ответ.

Трудно? Ладно, здесь подсказка.

Положи перед собой таблицу растворимости — заряд аниона указан в левом столбце!

Как узнать сильная кислота или слабая?

В таблице растворимости три сильных кислоты H₂SO₄, HCl, HNO₃, соли всех остальных кислот подвергаются гидролизу по I ступени.

Cлабые основания обычно не растворимы. NН₄ОН исключение — слабое, но растворимое.

Сильные основания диссоциируют на ионы полностью:

КОН => К⁺ + ОН^—

NаОН=> Nа⁺ + ОН^—

Определите какое основание слабое (пользуйтесь таблицей растворимости)

Совет — Если вы ошибаетесь — внимательно рассмотрите таблицу растворимости: на пересечении ионов, из которых состоят основания стоит буква Н — основание нерастворимое, значит слабое. NН₄ОН — исключение — растворимое, но слабое.

Еще раз.

Соль АICI₃ образована слабым основанием АI(ОН)₃сильной кислотой НСI.

Теперь определите сами какой кислотой и каким основанием образованы соли. (Если ответ верен, то загорается зеленый цвет, если не верен — красный.)

AI(NO₃)₃
слабое основание слабая кислота
сильное основание сильная кислота

CuCI₂
слабое основание слабая кислота

сильное основание сильная кислота

FeCI₃
слабое основание слабая кислота
сильное основание сильная кислота

NH₄CIO
слабое основание слабая кислота
сильное основание сильная кислота

ВаСIО
слабое основание слабая кислота
сильное основание сильная кислота

Урок 9 M класса Электролитическая диссоциация 14 09

Урок 9 M класса. Электролитическая диссоциация. 14. 09. 2016 1

Вода как растворитель 14. 09. 2016 2

Вода как растворитель 14. 09. 2016 3

Вода как растворитель Вещества с какой связь лучше будут растворяться в воде? • С ковалентной неполярной • С ковалентной полярной • С ионной • С металлической 14. 09. 2016 4

Правило растворимости Подобное растворяется в подобном, то есть полярный растворитель подходит к полярному веществу. 14. 09. 2016 5

Гидратация – присоединение воды к ионам, атомам или молекулам. Продукты такого процесса называют гидратами. Обратная реакция называется дегидратацией. 14. 09. 2016 6

Гидратация Кристаллогидраты – кристаллические вещества, в состав которых входит химически связанная вода. Такую воду называют кристаллизационной водой. 14. 09. 2016 7

Урок 9 M класса. Электролитическая диссоциация. 15. 09. 2016 1

Основные положения электролитической диссоциации Основные положения теории электролитической диссоциации: 1. Электролиты при растворении или плавлении распадаются на ионы (диссоциируют) – положительные и отрицательные. 2. Под действием электрического тока ионы приобретают направленное движение: положительные ионы стремятся к катоду, отрицательные — к аноду. 3. Направленное движение происходит в результате притяжения их противоположно заряженными электродами. 4. Диссоциация – обратимый процесс: одновременно вещество распадается на ионы и ионы собираются в вещество. 15. 09. 2016 2

Диссоциация разных веществ Диссоциировать могут соли, кислоты, щелочки. Наиболее хорошо диссоцируют вещества с ионной связью (большой разностью электроотрицательностей). 2 H 2 O H 3 O+ К и с л о т ы 15. 09. 2016 Ион гидроксония HCl H+ + Cl. HCl + H 2 O H 3 O+ + Cl. HNO 3 + n. H 2 O H 3 O+ + NO 3 — + m. H 2 O HNO 3 NO 3 — + H+ 3

Диссоциация кислот Кислоты – такие вещества, при диссоциации в водных растворах которых в качестве катиона отщепляется только водород (или гидроксония ион). 2 H 2 O H+ + OHК и с л о т ы 15. 09. 2016 HCl H+ + Cl. HCl + H 2 O H 3 O+ + Cl. HNO 3 + n. H 2 O H 3 O+ + NO 3 — + m. H 2 O HNO 3 NO 3 — + H+ 4

Диссоциация кислот H 2 SO 4 HSO 4 — + H+ HSO 4 — SO 42 — + H+ H 3 PO 4 H+ +H 2 PO 4 — дигидроортофосфат ион H 2 PO 4 — H+ +HPO 42 — гидроортофосфат ион HPO 42 — H+ + PO 43 — ортофосфат ион 15. 09. 2016 5

Диссоциация щелочей Основаниями называются электролиты, при диссоциации которых в качестве анионов образуются только гидроксид-ионы (OH -). 2 H 2 O H+ + OHЩ е л о ч и 15. 09. 2016 Гидроксид-ион Na. OH Na+ + OHBa(ОН)2 Bа(ОН)+ + OH- Ba(OH)+ Ba 2++OH 6

Диссоциация солей Соли – сложные вещества, которые в водных растворах диссоциируют на катионы металлов и анионы кислотных остатков. С о л и 15. 09. 2016 2 H 2 O H+ + OHKCl K+ + Cl(NH 4)2 CO 3 2 NH 4+ + CO 32– Na. HCO 3 Na+ + HCO 3 — 7

Сильные и слабые электролиты Бывают электролиты распадающиеся полностью, например: Na. OH Na+ + OHБывают электролиты распадающиеся не полностью: H 2 CO 3 H+ + HCO 3 Сильные электролиты – химические соединения, которые при растворении в воде полностью распадаются на ионы. В 0. 1 М растворе больше 30%. Слабые электролиты – соединения, которые незначительно диссоциируют на ионы. В 0. 1 М растворе менее 3%. 15. 09. 2016 8

Сильные и слабые электролиты Бывают электролиты распадающиеся полностью, например: Na. OH Na+ + OHБывают электролиты распадающиеся не полностью: Молярная доля H 2 CO 3 H+ + HCO 3 М = vi/vобщ Сильные электролиты – химические соединения, которые при растворении в воде полностью распадаются на ионы. В 0. 1 М растворе больше 30%. Слабые электролиты – соединения, которые незначительно диссоциируют на ионы. В 0. 1 М растворе менее 3%. 15. 09. 2016 8

Степень диссоциации Различить слабые электролиты и сильные электролиты помогает показатель степень диссоциации (α). Степень диссоциации (α) – отношение числа молекул, распавшихся (n) на ионы к общему числу растворенных молекул (N). 15. 09. 2016 9

Степень диссоциации Вещество Формула α α, % Фтороводородная кта HF 0. 08 8 Соляная к-та HCl 0. 92 92 Серная к-та H 2 SO 4 0. 58 58 Едкое кали KOH 0. 89 89 Гидроксид бария Ba(OH)2 0. 77 77 Хлорид калия KCl 0. 86 86 Сульфат магния Mg. SO 4 0. 45 45 15. 09. 2016 10

Степень диссоциации Вещество Формула α α, % Фтороводородная к-та HF 0. 08 8 Соляная к-та HCl 0. 92 92 Серная к-та H 2 SO 4 0. 58 58 Едкое кали KOH 0. 89 89 Гидроксид бария Ba(OH)2 0. 77 77 Хлорид калия KCl 0. 86 86 Сульфат магния Mg. SO 4 0. 45 45 15. 09. 2016 11

Степень диссоциации Нужно отметить, что при диссоциации электролита происходит увеличение количества частиц в растворе. Al(OH)3 – 1 М Сколько частичек в банках? Al(OH)3 Al(OH)2 — + OH 15. 09. 2016 HI – 1 M HI H+ + I 12

Степень диссоциации Давайте считать! Взяли 154 г. Ba(OH)2, потом растворили в воде. Сколько частиц оказалось в растворе? 15. 09. 2016 13

Степень диссоциации Дано: 171 г. Ba(OH)2 α — 77% МВа – 137 г/моль МО – 16 г/моль МН – 1 г/моль n частиц в растворе — ? МВа(ОН)2 = Мва + МО + МН = =137 [г/моль] + 2*16 [г/моль] + 2*1 [г/моль] = МВа(ОН)2 = 171 [г/моль] ν = 171 [г] / 171 [г/моль] = 1 [моль] N = ν * NA = 1 [моль] * 6, 02· 10²³ [моль⁻¹] = 6, 02· 10²³ α *N = n = 0. 77* 6, 02· 10²³ = 5· 10²³ + cсколько вещества осталось 15. 09. 2016 14

Naoh сильное или слабое. Сильные, слабые кислоты и основания. Свойства. Список сильных кислот

Все кислоты, их свойства и основания делятся на сильные и слабые. Но не смейте путать такие понятия как «сильная кислота» или «сильное основание» с их концентрацией. Например, нельзя сделать концентрированный раствор слабой кислоты или разбавленный раствор сильного основания. Например, соляная кислота, когда растворяется в воде то отдает каждой из двух молекул воды по одному своему протону.

Когда происходит химическая реакция в ионе гидроксония ион водорода очень прочно связывается с молекулой воды. Сама реакция будет происходит до тех пор, пока полностью не исчерпаются ее реагенты. Наша вода в этом случае играет роль основания, так как получает протон от соляной кислоты. Кислоты, которые диссоциируются нацело в водных растворах, называются сильными.

Когда нам известно самая начальная концентрация сильной кислоты, то в данном случае не составляет труда подсчитать какая концентрация ионов гидроксония и хлорид-ионов в растворе. Например, если вы возьмете и в 1 литр воды растворите 0,2 моля газообразной соляной кислоты, концентрация ионов после диссоциации будет точно такой же.

Примеры сильных кислот:

1) HCl — соляная кислота;
2) HBr — бромводород;
3) HI — йодоводород;
4) HNO3 — азотная кислота;
5) HClO4 — хлорная кислота;
6) h3SO4 — серная кислота.

Все известные кислоты (за исключением серной кислоты), представлены в списке выше и являются монопротоновыми, так как их атомы отдают по одному протону; молекулы серной кислоты могут с легкостью отдавать два своих протона, именно поэтому серная кислота является дипротоновой.

К сильным основаниям относятся электролиты, они полностью диссоциируются в водных растворах с образованием гидроксид-иона.

Аналогично с кислотами, вычислить концентрацию гидроксид-иона очень просто, если вы узнаете исходную концентрацию раствора. Например, раствор NaOH с концентрацией 2 моль/л диссоциирует на такую же концентрацию ионов.

Слабые кислоты. Основания и свойства

Что касается слабых кислот, то они диссоциируются не полностью, то есть частично. Различать сильные и слабые кислоты очень просто: если в справочной таблице рядом с названием кислоты показана ее константа то эта кислота является слабой; если же константа не приведена то данная кислота является сильной.

Слабые основания также хорошо реагируют с водой с образованием равновесной системы. Слабые кислоты также характеризуются константой диссоциации К.

Прежде чем рассуждать о химических свойствах оснований и амфотерных гидроксидов, давайте четко определим, что же это такое?

1) К основаниями или основным гидроксидам относят гидроксиды металлов в степени окисления +1 либо +2, т.е. формулы которых записываются либо как MeOH , либо как Me(OH) 2 . Однако существуют исключения. Так, гидроксиды Zn(OH) 2 , Be(OH) 2 , Pb(OH) 2 , Sn(OH) 2 к основаниям не относятся.

2) К амфотерным гидроксидам относят гидроксиды металлов в степени окисления +3,+4, а также в качестве исключений гидроксиды Zn(OH) 2 , Be(OH) 2 , Pb(OH) 2 , Sn(OH) 2 . Гидроксиды металлов в степени окисления +4, в заданиях ЕГЭ не встречаются, поэтому рассмотрены не будут.

Химические свойства оснований

Все основания подразделяют на:

Напомним, что бериллий и магний к щелочноземельным металлам не относятся.

Помимо того, что щелочи растворимы в воде, они также очень хорошо диссоциируют в водных растворах, в то время как нерастворимые основания имеют низкую степень диссоциации.

Такое отличие в растворимости и способности к диссоциации у щелочей и нерастворимых гидроксидов приводит, в свою очередь, к заметным отличиям в их химических свойствах. Так, в частности, щелочи являются более химически активными соединениями и нередко способны вступать в те реакции, в которые не вступают нерастворимые основания.

Взаимодействие оснований с кислотами

Щелочи реагируют абсолютно со всеми кислотами, даже очень слабыми и нерастворимыми. Например:

Нерастворимые основания реагируют практически со всеми растворимыми кислотами, не реагируют с нерастворимой кремниевой кислотой:

Следует отметить, что как сильные, так и слабые основания с общей формулой вида Me(OH) 2 могут образовывать основные соли при недостатке кислоты, например:

Взаимодействие с кислотными оксидами

Щелочи реагируют со всеми кислотными оксидами, при этом образуются соли и часто вода:

Нерастворимые основания способны реагировать со всеми высшими кислотными оксидами, соответствующими устойчивым кислотам, например, P 2 O 5 , SO 3 , N 2 O 5 , с образованием средних солей:

Нерастворимые основания вида Me(OH) 2 реагируют в присутствии воды с углекислым газом исключительно с образованием основных солей. Например:

Cu(OH) 2 + CO 2 = (CuOH) 2 CO 3 + H 2 O

С диоксидом кремния, ввиду его исключительной инертности, реагируют только самые сильные основания — щелочи. При этом образуются нормальные соли. С нерастворимыми основаниями реакция не идет. Например:

Взаимодействие оснований с амфотерными оксидами и гидроксидами

Все щелочи реагируют с амфотерными оксидами и гидроксидами. Если реакцию проводят, сплавляя амфотерный оксид либо гидроксид с твердой щелочью, такая реакция приводит к образованию безводородных солей:

Если же используют водные растворы щелочей, то образуются гидроксокомплексные соли:

В случае алюминия при действии избытка концентрированной щелочи вместо соли Na образуется соль Na 3 :

Взаимодействие оснований с солями

Какое-либо основание реагирует с какой-либо солью только при соблюдении одновременно двух условий:

1) растворимость исходных соединений;

2) наличие осадка или газа среди продуктов реакции

Например:

Термическая устойчивость оснований

Все щелочи, кроме Ca(OH) 2 , устойчивы к нагреванию и плавятся без разложения.

Все нерастворимые основания, а также малорастворимый Ca(OH) 2 при нагревании разлагаются. Наиболее высокая температура разложения у гидроксида кальция – около 1000 o C:

Нерастворимые гидроксиды имеют намного более низкие температуры разложения. Так, например, гидроксид меди (II) разлагается уже при температуре выше 70 o C:

Химические свойства амфотерных гидроксидов

Взаимодействие амфотерных гидроксидов с кислотами

Амфотерные гидроксиды реагируют с сильными кислотами:

Амфотерные гидроксиды металлов в степени окисления +3, т.е. вида Me(OH) 3, не реагируют с такими кислотами, как H 2 S, H 2 SO 3 и H 2 СO 3 ввиду того, что соли, которые могли бы образоваться в результате таких реакций, подвержены необратимому гидролизу до исходного амфотерного гидроксида и соответствующей кислоты:

Взаимодействие амфотерных гидроксидов с кислотными оксидами

Амфотерные гидроксиды реагируют с высшими оксидами, которым соответствуют устойчивые кислоты (SO 3 , P 2 O 5 , N 2 O 5):

Амфотерные гидроксиды металлов в степени окисления +3, т.е. вида Me(OH) 3 , не реагируют с кислотными оксидами SO 2 и СO 2 .

Взаимодействие амфотерных гидроксидов с основаниями

Из оснований амфотерные гидроксиды реагируют только с щелочами. При этом, если используется водный раствор щелочи, то образуются гидроксокомплексные соли:

А при сплавлении амфотерных гидроксидов с твердыми щелочами получаются их безводные аналоги:

Взаимодействие амфотерных гидроксидов с основными оксидами

Амфотерные гидроксиды реагируют при сплавлении с оксидами щелочных и щелочноземельных металлов:

Термическое разложение амфотерных гидроксидов

Все амфотерные гидроксиды не растворимы в воде и, как любые нерастворимые гидроксиды, разлагаются при нагревании на соответствующий оксид и воду.

Мы дали определение гидролиза , вспомнили некоторые факты о солях . Сейчас мы обсудим сильные и слабые кислоты и выясним, что «сценарий» гидролиза зависит именно от того, какой кислотой и каким основанием образована данная соль.

← Гидролиз солей. Часть I

Сильные и слабые электролиты

Напомню, что все кислоты и основания можно условно разделить на сильные и слабые . Сильные кислоты (и, вообще, сильные электролиты) в водном растворе диссоциируют практически полностью. Слабые электролиты распадаются на ионы в незначительной степени.

К сильным кислотам относятся:

H 2 SO 4 (серная кислота),
HClO 4 (хлорная кислота),
HClO 3 (хлорноватая кислота),
HNO 3 (азотная кислота),
HCl (соляная кислота),
HBr (бромоводородная кислота),
HI (иодоводородная кислота).

Ниже приведен список слабых кислот:

H 2 SO 3 (сернистая кислота),
H 2 CO 3 (угольная кислота),
H 2 SiO 3 (кремниевая кислота),
H 3 PO 3 (фосфористая кислота),
H 3 PO 4 (ортофосфорная кислота),
HClO 2 (хлористая кислота),
HClO (хлорноватистая кислота),
HNO 2 (азотистая кислота),
HF (фтороводородная кислота),
H 2 S (сероводородная кислота),
большинство органических кислот, напр., уксусная (CH 3 COOH).

Естественно, невозможно перечислить все существующие в природе кислоты. Приведены лишь наиболее «популярные». Следует также понимать, что разделение кислот на сильные и слабые является достаточно условным.

Существенно проще обстоят дела с сильными и слабыми основаниями. Можно воспользоваться таблицей растворимости . К сильным основаниям относятся все растворимые в воде основания, кроме NH 4 OH. Эти вещества называют щелочами (NaOH, KOH, Ca(OH) 2 и т. д.)

Слабые основания — это:

все нерастворимые в воде гидроксиды (напр., Fe(OH) 3 , Cu(OH) 2 и т. д.),
NH 4 OH (гидроксид аммония).

Гидролиз солей. Главные факты

Читающим эту статью может показаться, что мы уже забыли об основной теме разговора, и ушли куда-то в сторону. Это не так! Наша беседа о кислотах и основаниях, о сильных и слабых электролитах имеет прямое отношение к гидролизу солей . Сейчас вы в этом убедитесь.

Итак, позвольте изложить вам основные факты:

Не все соли подвергаются гидролизу. Существуют гидролитически устойчивые соединения, например, хлорид натрия.
Гидролиз солей может быть полным (необратимым) и частичным (обратимым).
В ходе реакции гидролиза происходит образование кислоты или основания, изменяется кислотность среды.
Принципиальная возможность гидролиза, направление соответствующей реакции, ее обратимость или необратимость определяются силой кислоты и силой основания , которыми образована данная соль.
В зависимости от силы соответствующей кислоты и соотв. основания, все соли можно условно разделить на 4 группы . Для каждой из этих групп характерен свой «сценарий» гидролиза.

Пример 4 . Соль NaNO 3 образована сильной кислотой (HNO 3) и сильным основанием (NaOH). Гидролиз не идет, новых соединений не образуется, кислотность среды не изменяется.

Пример 5 . Соль NiSO 4 образована сильной кислотой (H 2 SO 4) и слабым основанием (Ni(OH) 2). Идет гидролиз по катиону, в ходе реакции образуются кислота и основная соль.

Пример 6 . Карбонат калия образован слабой кислотой (H 2 CO 3) и сильным основанием (KOH). Гидролиз по аниону, образование щелочи и кислой соли. Щелочная среда раствора.

Пример 7 . Сульфид алюминия образован слабой кислотой (H 2 S) и слабым основанием (Al(OH) 3). Идет гидролиз как по катиону, так и по аниону. Необратимая реакция. В ходе процесса образуются H 2 S и гидроксид алюминия. Кислотность среды меняется в незначительной степени.

Попробуйте самостоятельно:

Упражнение 2 . К какому типу относятся следующие соли: FeCl 3 , Na 3 PO 3 , KBr, NH 4 NO 2 ? Подвергаются ли эти соли гидролизу? По катиону или по аниону? Что образуется в ходе реакции? Как меняется кислотность среды? Уравнения реакций можно пока не записывать.

Нам осталось последовательно обсудить 4 группы солей и для каждой из них привести специфический «сценарий» гидролиза. В следующей части мы начнем с солей, образованных слабым основанием и сильной кислотой.

После прочтения статьи Вы сможете разделять вещества на соли, кислоты и основания. В статье описано, что такое pH раствора, какими общими свойствами обладают кислоты и основания.

Простым языком, кислота — это всё что с H, а основание — c OH. НО! Не всегда. Что бы отличать кислоту от основания необходимо… запомнить их! Сожалею. Что бы хоть как то облегчить жизнь, три наших друга, Аррениус и Бренстед с Лоури, придумали две теории, которые зовутся их именем.

Как металлы и неметаллы, кислоты и основания — это разделение веществ по схожим свойствам. Первая теория кислот и оснований принадлежала швецкому учёному Аррениусу. Кислота по Аррениусу — это класс веществ, которые в реакции с водой диссоциируют (распадаются), образовывая катион водорода H + . Основания Аррениуса в водном растворе образуют анионы OH — . Следующая теория в 1923 году была предложена учёными Бренстедом и Лоури. Теория Бренстеда-Лоури определяет кислотами вещества, способные в реакции отдавать протон (протоном в реакциях называют катион водорода). Основания, соответственно, — это вещества, способные принять протон в реакции. Актуальная на данный момент теория — теория Льюиса. Теория Льюиса определяет кислоты как молекулы или ионы, способные принимать электронные пары, тем самым формируя аддукты Льюиса (аддукт — это соединение, образующееся соединением двух реагентов без образования побочных продуктов).

В неорганической химии, как правило, под кислотой имеют ввиду кислоту Бренстеда-Лоури, то есть вещества, способные отдать протон. Если имеют ввиду определение кислоты по Льюису, то в тексте такую кислоту называют кислотой Льюиса. Данные правила справедливы для кислот и оснований.

Диссоциация

Диссоциация – это процесс распада вещества на ионы в растворах или расплавах. Например, диссоциация соляной кислоты — это распад HCl на H + и Cl — .

Свойства кислот и оснований

Основания, как правило, мыльные на ощупь, кислоты, в большинстве своём, имеют кислый вкус.

При реакции основания со многими катионами формируется осадок. При реакции кислоты с анионами, как правило, выделяется газ.

Часто используемые кислоты:
H 2 O, H 3 O + , CH 3 CO 2 H, H 2 SO 4 , HSO 4 − , HCl, CH 3 OH, NH 3

Часто используемые основания:
OH − , H 2 O, CH 3 CO 2 − , HSO 4 − , SO 4 2− , Cl −

Сильные и слабые кислоты и основания

Сильные кислоты

Такие кислоты, которые полностью диссоциируют в воде, производя катионы водорода H + и анионы. Пример сильной кислоты — соляная кислота HCl:

HCl (р-р) + H 2 O (ж) → H 3 O + (р-р) + Cl — (р-р)

Примеры сильных кислот: HCl, HBr, HF, HNO 3 , H 2 SO 4 , HClO 4

Список сильных кислот

HCl — соляная кислота
HBr — бромоводород
HI — йодоводород
HNO 3 — азотная кислота
HClO 4 — хлорная кислота
H 2 SO 4 — серная кислота

Слабые кислоты

Растворяются в воде только частично, например, HF:

HF (р-р) + h3O (ж) → h4O + (р-р) + F — (р-р) — в такой реакции более 90% кислоты не диссоциирует:
=
Сильную и слабую кислоту можно различить измеряя проводимость растворов: проводимость зависит от количества ионов, чем сильнее кислота тем она более диссоциирована, поэтому чем сильнее кислота тем выше проводимость.
Список слабых кислот
HF фтороводородная
H 3 PO 4 фосфорная
H 2 SO 3 сернистая
H 2 S сероводородная
H 2 CO 3 угольная
H 2 SiO 3 кремниевая
Сильные основания
Сильные основания полностью диссоциируют в воде:
NaOH (р-р) + H 2 O ↔ NH 4
К сильным основаниям относятся гидроксиды металлов первой (алкалины, щелочные металы) и второй (алкалинотеррены, щёлочноземельные металлы) группы.
Список сильных оснований
NaOH гидроксид натрия (едкий натр)
KOH гидроксид калия (едкое кали)
LiOH гидроксид лития
Ba(OH) 2 гидроксид бария
Ca(OH) 2 гидроксид кальция (гашеная известь)
Слабые основания
В обратимой реакции в присутствии воды образует ионы OH — :
NH 3 (р-р) + H 2 O ↔ NH + 4 (р-р) + OH — (р-р)
Большинство слабых оснований — это анионы:
F — (р-р) + H 2 O ↔ HF (р-р) + OH — (р-р)
Список слабых оснований
Mg(OH) 2 гидроксид магния
Fe(OH) 2 гидроксид железа (II)
Zn(OH) 2 гидроксид цинка
NH 4 OH гидроксид аммония
Fe(OH) 3 гидроксид железа (III)
Реакции кислот и оснований
Сильная кислота и сильное основание
Такая реакция называется нейтрализацией: при количестве реагентов достаточном для полной диссоциации кислоты и основания, результирующий раствор будет нейтральным.
Пример:
H 3 O + + OH — ↔ 2H 2 O
Слабое основание и слабая кислота
Общий вид реакции:
Слабое основание (р-р) + H 2 O ↔ Слабая кислота (р-р) + OH — (р-р)
Сильное основание и слабая кислота
Основание полностью диссоциирует, кислота диссоциирует частично, результирующий раствор имеет слабые свойства основания:
HX (р-р) + OH — (р-р) ↔ H 2 O + X — (р-р)
Сильная кислота и слабое основание
Кислота полностью диссоциирует, основание диссоциирует не полностью:
Диссоциация воды
Диссоциация — это распад вещества на составляющие молекулы. Свойства кислоты или основания зависят от равновесия, которое присутствует в воде:
H 2 O + H 2 O ↔ H 3 O + (р-р) + OH — (р-р)
K c = / 2
Константа равновесия воды при t=25°: K c = 1.83⋅10 -6 , также имеет место следующее равенство: = 10 -14 , что называется константой диссоциации воды. Для чистой воды = = 10 -7 , откуда -lg = 7.0.
Данная величина (-lg) называется pH — потенциал водорода. Если pH 7, то вещество имеет основные свойства.
Способы определения pH
Инструментальный метод
Специальный прибор pH-метр — устройство, трансформирующее концентрацию протонов в растворе в электрический сигнал.
Индикаторы
Вещество, которое изменяет цвет в некотором интервале значений pH в зависимости от кислотности раствора, используя несколько индикаторов можно добиться достаточно точного результата.
Соль
Соль — это ионное соединение образованное катионом отличным от H + и анионом отличным от O 2- . В слабом водном растворе соли полностью диссоциируют.
Что бы определить кислотно-щелочные свойства раствора соли , необходимо определить, какие ионы присутствуют в растворе и рассмотреть их свойства: нейтральные ионы, образованные из сильных кислот и оснований не влияют на pH: не отдают ионы ни H + , ни OH — в воде. Например, Cl — , NO — 3 , SO 2- 4 , Li + , Na + , K + .
Анионы, образованные из слабых кислот, проявляют щелочные свойства (F — , CH 3 COO — , CO 2- 3), катионов с щелочными свойствами не существует.
Все катионы кроме металлов первой и второй группы имеют кислотные свойства.
Буфферный раствор
Растворы, которые сохраняют уровень pH при добавлении небольшого количества сильной кислоты или сильного основания, в основном состоят из:
Смесь слабой кислоты, соответствующей соли и слабого основания
Слабое основание, соответствующая соль и сильная кислота
Для подготовки буфферного раствора определённой кислотности необходимо смешать слабую кислоту или основание с соответствующей солью, при этом необходимо учесть:
Интервал pH в котором буфферный раствор будет эффективен
Ёмкость раствора — количество сильной кислоты или сильного основания, которые можно добавить не повлияв на pH раствора
Не должно происходить нежелаемых реакций, которые могут изменить состав раствор
Тест:
Основания
Средней силы
Гидроксиды щелочных металлов (KOH, NaOH, ZiOH), Ba(OH) 2 и др.
Na 4 OH и нерастворимые в воде основания (Ca(OH) 2 , Zi(OH) 2 , AL(OH) 3 и др.
Константа гидролиза равна отношению произведения концентраций продуктов гидролиза к концентрации негидролизованной соли.
Пример 1. Вычислить степень гидролиза NH 4 Cl.
Решение: Из таблицы находим Кд(NH 4 ОН)=1,8∙10 -3 , отсюда
Кγ=Кв/Кд к = =10 -14 /1,8∙10 -3 = 5,56∙10 -10 .
Пример 2. Вычислить степень гидролиза ZnCl 2 по 1 ступени в 0,5 М растворе.
Решение: Ионное уравнение гидролиза Zn 2 + H 2 OZnOH + + H +
Kд ZnOH +1=1,5∙10 -9 ; hγ=√(Кв/ [Кд осн ∙Cм]) = 10 -14 /1,5∙10 -9 ∙0,5=0,36∙10 -2 (0,36%).
Пример 3. Составьте ионно-молекулярные и молекулярные уравнения гидролиза солей: a) KCN; б) Na 2 CO 3 ; в) ZnSO 4 . Определите реакцию среды растворов этих солей.
Решение: а) Цианид калия KCN — соль слабой одноосновной кислоты (см. табл. I приложения) HCN и сильного основания КОН. При растворении в воде молекулы KCN полностью диссоциируют на катионы К + и анионы CN — . Катионы К + не могут связывать ионы ОН — воды, так как КОН — сильный электролит. Анионы же CN — связывают ионы Н + воды, образуя молекулы слабого элекролита HCN. Соль гидролизуется по аниону. Ионно-молекулярное уравнение гидролиза
CN — + Н 2 О HCN + ОН —
или в молекулярной форме
KCN + Н 2 О HCN + КОН
В результате гидролиза в растворе появляется некоторый избыток ионов ОН — , поэтому раствор KCN имеет щелочную реакцию (рН > 7).
б) Карбонат натрия Na 2 CO 3 — соль слабой многоосновной кислоты и сильного основания. В этом случае анионы соли СО 3 2- , связывая водородные ионы воды, образуют анионы кислой соли НСО — 3 , а не молекулы Н 2 СО 3 , так как ионы НСО — 3 диссоциируют гораздо труднее, чем молекулы Н 2 СО 3 . В обычных условиях гидролиз идет по первой ступени. Соль гидролизуется по аниону. Ионно-молекулярное уравнение гидролиза
CO 2- 3 +H 2 OHCO — 3 +ОН —
или в молекулярной форме
Na 2 CO 3 + Н 2 О NaHCO 3 + NaOH
В растворе появляется избыток ионов ОН — , поэтому раствор Na 2 CO 3 имеет щелочную реакцию (рН > 7).
в) Сульфат цинка ZnSO 4 — соль слабого многокислотного основания Zn(OH) 2 и сильной кислоты H 2 SO 4 . В этом случае катионы Zn + связывают гидроксильные ионы воды, образуя катионы основной соли ZnOH + . Образование молекул Zn(OH) 2 не происходит, так как ионы ZnOН + диссоциируют гораздо труднее, чем молекулы Zn(OH) 2 . В обычных условиях гидролиз идет по первой ступени. Соль гидролизуется по катиону. Ионно-молекулярное уравнение гидролиза
Zn 2+ + Н 2 ОZnOН + + Н +
или в молекулярной форме
2ZnSO 4 + 2Н 2 О (ZnOH) 2 SO 4 + H 2 SO 4
В растворе появляется избыток ионов водорода, поэтому раствор ZnSO 4 имеет кислую реакцию (рН
Пример 4. Какие продукты образуются при смешивании растворов A1(NO 3) 3 и К 2 СО 3 ? Составьте ионно-молекулярное и молекулярное уравнение реакции.
Решение. Соль A1(NO 3) 3 гидролизуется по катиону, а К 2 СО 3 — по аниону:
А1 3+ + Н 2 О А1ОН 2+ + Н +
СО 2- 3 + Н 2 О НСО — з + ОН —
Если растворы этих солей находятся в одном сосуде, то идет взаимное усиление гидролиза каждой из них, ибо ионы Н + и ОН — образуют молекулу слабого электролита Н 2 О. При этом гидролитическое равновесие сдвигается вправо и гидролиз каждой из взятых солей идет до конца с образованием А1(ОН) 3 и СО 2 (Н 2 СО 3). Ионно-молекулярное уравнение:
2А1 3+ + ЗСО 2- 3 + ЗН 2 О = 2А1(ОН) 3 + ЗСО 2
молекулярное уравнение: ЗСО 2 + 6KNO 3
2A1(NO 3) 3 + ЗК 2 СО 3 + ЗН 2 О = 2А1(ОН) 3

Ктп 9 класса по предмету

Раздел долгосрочного плана	Темы/Содержание раздела долгосрочного плана	Цели обучения	Количество часов
1-я четверть
9.1A Электролитическая диссоциация (7 ч)	Электролиты и неэлектролиты. Демонстрация №1 «Электролитическая диссоциация веществ с ионной и ковалентной полярной связью»	9.4.1.1 -знать определения и приводить примеры электролитов и неэлектролитов 9.4.1.2 -объяснять зависимость электрической проводимости растворов или расплавов веществ от вида химической связи	1
	Теория электролитической диссоциации	9.4.1.3 -знать основные положения теории электролитической диссоциации 9.4.1.4 -объяснять механизм электролитической диссоциации веществ с ионным и ковалентным полярным видами связи	1
	Электролитическая диссоциация кислот, щелочей и солей. Лабораторный опыт №1 «Определение рН растворов кислот, щелочей»	9.4.1.5 -различить кислотность и щелочность растворов 9.4.1.6 -составлять уравнения электролитической диссоциации кислот, щелочей, средних и кислых солей	1
	Степень диссоциации. Сильные и слабые электролиты	9.4.1.7 -различать и приводить примеры сильных и слабых электролитов, уметь определять степень диссоциации	1
	Практическая работа №1 «Реакции ионного обмена»	9.2.2.1 -составлять уравнения реакций обмена в молекулярном и ионном виде 9.2.2.2 -объяснять причины протекания реакций ионного обмена	1
	Химические свойства кислот, щелочей, солей с точки зрения теории электролитической диссоциации	9.3.4.1 -составлять уравнения реакций, отражающие химические свойства кислот, растворимых и нерастворимых оснований, средних солей в молекулярном и ионном виде 9.3.4.2 -экспериментально изучить химические свойства кислот и оснований, средних солей и сделать выводы	1
	Гидролиз солей. Лабораторный опыт №2 «Гидролиз солей»	9.3.4.3 -экспериментально определять среду растворов средних солей 9.3.4.4 -составлять молекулярные и ионные уравнения гидролиза средних солей 9.3.4.5 -прогнозировать реакцию среды раствора средней соли	1
9.1В Качественный анализ неорганических соединений (4 ч)	Качественные реакции на катионы. Лабораторный опыт №3 «Определение катионов Li⁺, Na⁺, K⁺, Ca²⁺, Sr²⁺, Ba²⁺, Cu²⁺по окрашиванию пламени». Лабораторный опыт №4 «Качественные реакции на катионы Fe²⁺, Fe³⁺, Cu²⁺, взаимодействие со щелочами»	9.4.1.8 -описывать и проводить реакции окрашивания цвета пламени для определения катионов металлов:Li⁺, Na⁺, K⁺, Ca²⁺, Sr²⁺, Ba²⁺, Cu²⁺ 9.4.1.9 -проводить качественные реакции на определение катионов Fe²⁺, Fe³⁺, Cu²⁺	1
	Качественные реакции на анионы. Лабораторный опыт №5 «Определение анионов Сl^–, Br^–, I^–, PO₄^3–, SO₄^2–, CO₃^2–, NO₃^–, SiO₃^2-в водных растворах»	9.4.1.10 -проводить качественные реакции на хлорид-, бромид-, йодид-, сульфат-, карбонат-, фосфат-, нитрат-, силикат- ионы и описывать результаты наблюдения реакции ионного обмена	1
	Практическая работа №2 «Качественный анализ состава неорганического соединения»	9.4.1.11 -составлять план эксперимента по определению катионов и анионов незнакомых веществ и осуществлять его на практике	1
	Решение задач «Расчеты по химическим уравнениям, если одно из реагирующих веществ дано в избытке»	9.2.3.1 -производить расчеты по химическим уравнениям, если одно из реагирующих веществ дано в избытке	1
9.1С Скорость химических реакций (2 ч)	Скорость химических реакций. Факторы, влияющие на скорость химической реакции. Демонстрация №2 «Скорость различных реакций». Лабораторный опыт №6 «Влияние температуры концентрации и размера частиц на скорость реакции»	9.3.2.1 -объяснять понятие скорости реакции 9.3.2.2 -определять факторы, влияющие на скорость реакций и объяснять их с точки зрения кинетической теории частиц	1
	Катализаторы. Ингибиторы. Практическая работа №3 «Влияние катализатора на скорость реакции»	9.3.2.3 -объяснять отличие катализатора от реагентов и влияние на скорость реакции 9.3.2.4 -объяснять действие ингибиторов на скорость реакции	1
9.1D Обратимые реакции (2 ч)	Обратимость и необратимость химических реакций. Химическое равновесие. Демонстрация № 3 «Обратимые химические реакции». Лабораторный опыт № 7 «Смещение химического равновесия»	9.3.3.1 — знать обратимые и необратимые реакции 9.3.3.2 — описывать равновесие как динамический процесс и прогнозировать смещение химического равновесия по принципу ЛеШателье-Брауна 9.3.3.3 -понимать и различать влияние изменения условий на скорость химической реакции и на состояние химического равновесия 9.3.3.4 -объяснять химическое равновесие с точки зрения кинетической теории частиц	2
2-я четверть
9.2А Окислительно-восстановительные реакции (4 ч)	Степень окисления. Окисление и восстановление	9.2.2.3 -знать и уметь использовать правила нахождения степеней окисления 9.2.2.4 -понимать, что процессы окисления и восстановления взаимосвязаны и протекают одновременно	1
	Окислительно-восстановительные реакции	9.2.2.5 -понимать окислительно-восстановительные реакции как реакции, протекающие с изменением степеней окисления 9.2.2.6 -понимать окисление, как процесс отдачи электронов, а восстановление – принятие электронов	1
	Метод электронного баланса	9.2.2.7 -расставлять коэффициенты методом электронного баланса в уравнениях окислительно-восстановительных реакций	2
9.2В Металлы и сплавы (5 ч)	Общая характеристика металлов. Демонстрация № 4 «Модели кристаллических решеток металлов»	9.1.4.1 -объяснять свойства металлов, применяя знания о металлической связи, и кристаллической решетке металлов 9.2.1.2 -описывать характерные физические и химические свойства металлов, объяснять способность металлов проявлять только восстановительные свойства	1
	Сплавы металлов. Демонстрация № 5 «Металлы и сплавы»	9.1.4.3 -знать понятие сплава и объяснять его преимущества 9.1.4.4 -сравнивать состав и свойства чугуна и стали 9.4.2.5 -называть месторождения металлов в Казахстане и объяснять процессы их добычи, влияние на окружающую среду	1
	Получение металлов	9.4.2.6-описывать процесс получения металла из руды	1
	Решение задач «Вычисление массы вещества по уравнению реакции, если известна масса другого вещества, содержащего определенную массовую долю примесей»	9.2.3.2 -вычислять массу вещества по уравнению реакции, если известна масса другого вещества, содержащего определенную массовую долю примесей	2
9.2С Элементы 1 (I), 2 (II) и 13 (III) групп и их соединения (6 ч)	Элементы 1 (I) группы и их соединения. Демонстрация № 6 «Взаимодействие натрия с водой»	9.2.1.1-объяснять общие свойства щелочных металлов, на основе строения их атомов 9.2.1.2-составлять уравнения реакций, характеризующие основные свойства оксидов и гидроксидов щелочных металлов	1
	Элементы 2 (II) группы и их соединения. Лабораторный опыт № 8 «Взаимодействие кальция с водой, раствором кислоты»	9.2.1.3-сравнивать общие свойства металлов 1 (I) и 2 (II) группы и составлять уравнения реакций 9.2.1.4-объяснять основные свойства оксидов и гидроксидов кальция, характеризовать применение	1
	Элементы 13 (III) группы. Алюминий и его соединения. Демонстрация № 7 «Алюминий и его сплавы». Лабораторный опыт № 9 «Взаимодействие алюминия с раствором кислоты и щелочи»	9.2.1.5-объяснять свойства алюминия на основе строения атома и называть области применения алюминия и его сплавов 9.2.1.6-исследовать амфотерные свойства алюминия, его оксида и гидроксида	1
	Практическая работа № 4 Решение экспериментальных задач по теме «Металлы»	9.2.1.7- планировать и проводить эксперименты по взаимодействию металлов 1 (I), 2 (II), 13 (III) групп с простыми и сложными веществами	3
3-я четверть
9.3А Элементы 17 (VII), 16 (VI), 15 (V), 14 (VІ) групп и их соединения (16 ч)	Галогены	9.1.4.5 -составлять электронные формулы молекул галогенов, определять вид связи и тип кристаллической решетки 9.2.1.8-прогнозировать тенденции изменения свойств галогенов в группе	1
	Хлор	9.2.1.9-описывать химические свойства хлора: взаимодействие с металлами, водородом и галогенидами	1
	Хлороводородная кислота. Лабораторный опыт № 10«Изучение свойств раствора хлороводороднойкислоты»	9.2.1.10-исследовать химические свойства раствора хлороводородной кислоты и знать области применения	1
	Элементы 16 (VI) группы. Сера. Демонстрация № 7«Аллотропные видоизменения серы»	9.2.1.11-описывать общую характеристику элементов16 (VI) — группы 9.2.1.12-сравнивать физические свойства аллотропных видоизменений серы и составлять уравнения реакций, отражающие химические свойства серы	1
	Соединения серы	9.2.1.13-сравнивать физические и химические свойства оксидов серы (IV) и (VI) и объяснять физиологическое воздействие диоксида серы 9.4.2.1 -объяснять причины возникновения и экологическое воздействие кислотных дождей	1
	Серная кислота и ее соли. Практическая работа № 5 «Изучение химических свойств разбавленной серной кислоты и ее солей»	9.2.1.14-исследовать физические и химические свойства раствора серной кислоты и ее солей	2
	Решение задач «Расчет массовой/объёмной доли выхода продукта по сравнению с теоретически возможным выходом»	9.2.3.3 -вычислять выход продукта реакции по сравнению с теоретически возможным	1
	Азот. Лабораторный опыт № 11 «Модель молекулы азота»	9.2.1.15-объяснять свойства азота и круговорот азота в природе;	1
	Аммиак. Лабораторный опыт № 12 «Модель молекулы аммиака»	9.1.4.6 -объяснять молекулярную, электронную и структурную формулы аммиака;	1
	Свойства аммиака, получение и применение. Практическая работа № 6 «Получение аммиака и изучение его свойств». Производство аммиака	9.2.1.16-объяснять получение, свойства и применение аммиака; 9.2.1.17-уметь получать аммиак путем взаимодействия раствора соли аммония с раствором щелочи и исследовать свойства газообразного аммиака и его раствора; 9.3.3.5-описать процесс производства аммиака;	1
	Азотная кислота. Лабораторный опыт № 13 «Свойства азотной кислоты общие с другими кислотами»	9.1.4.7 -знать молекулярную формулу азотной кислоты и объяснять образование химической связи между атомами 9.2.1.18-составлять уравнения реакций получения азотной кислоты из азота 9.2.1.19-исследовать свойства азотной кислоты, общие с другими кислотами	1
	Специфические свойства азотной кислоты и нитратов	9.2.1.20-описывать специфичность взаимодействия разбавленной и концентрированной азотной кислоты с металлами и уметь составлять уравнения реакций 9.2.1.21-объяснять особенности термического разложения нитратов, составлять уравнения	1
	Фосфор и его соединения	9.2.1.22-сравнивать аллотропные модификации фосфора 9.4.2.2 -называть месторождения соединений фосфора в Казахстане 9.2.1.23 -объяснять общие химические свойства фосфора и его соединений	1
	Минеральные удобрения. Демонстрация № 8 «Минеральные удобрения»	9.4.2.3 -называть классификацию минеральных удобрений и питательные элементы, входящие в их состав 9.4.2.4 -изучить воздействие азотных и фосфорных удобрений на окружающую среду	1
	Кремний и его соединения. Демонстрация № 9 «Модели кристаллических решеток алмаза, кремния, диоксида кремния и карбида кремния»	9.2.1.24 -объяснять области применения кремния и его значение в качестве полупроводника 9.1.4.8 -описать тип кристаллической решетки и вид химической связи кремния, диоксида и карбида кремния 9.2.1.25-характеризовать основные химические свойства кремния и его соединений, составлять уравнения реакций	1
9.3С Химические элементы в организме человека (3 ч)	Химический состав организма человека. Макроэлементы, микроэлементы и их значения	9.5.1.1 -называть элементы, входящие в состав организма человека и объяснять их значение (О, С, Н, N, Ca, P, K, S, Cl, Mg, Fe) 9.5.1.2 -исследовать типичный рацион питания жителей Казахстана и составлять сбалансированный рацион питания	1
	Определение некоторых химических элементов организма. Лабораторный опыт № 14«Определение кальция в составе костей». Лабораторный опыт № 15«Определение углерода в составе пищевых продуктов»	9.5.1.3 -объяснять роль кальция и железа в организме человека 9.5.1.4 -определять углерод в составе пищевых продуктов	1
	Загрязнение окружающей среды тяжелыми металлами	9.5.1.5 -называть источники загрязнения тяжелыми металлами и объяснять их воздействие на организмы	1
4-я четверть
9.4А Введение в органическую химию (5 ч)	Особенности органических веществ	9.4.3.1 -объяснять причины многообразия органических соединений	1
	Классификация органических соединений. Демонстрация № 10«Модели метана, этана, этена, этина, этанола, этаналя, этановой кислоты, глюкозы, аминоэтановой кислоты»	9.4.3.2 -знать классификацию углеводородов и их производных: спирты, альдегиды, карбоновые кислоты, углеводы, аминокислоты 9.4.3.3 -объяснять понятие функциональной группы, как группы определяющей характерные химические свойства данного класса соединений	1
	Гомологические ряды органических соединений. Демонстрация № 11«Модели первых пяти представителей алканов и спиртов линейного строения»	9.4.3.4 -знать понятия: гомологи и гомологическая разность	1
	Номенклатура органических соединений	9.4.3.5 -использовать номенклатуру основных классов органических соединений по IUPAC: алканы, алкены, алкины, спирты, альдегиды, карбоновые кислоты, аминокислоты
	Изомерия органических соединений. Демонстрация № 12 «Модели изомеров пентана»	9.4.3.6 -знать явление изомерии и уметь составлять формулы структурных изомеров углеводородов	1
	Решение задач «Вывод молекулярной формулы газообразного вещества по относительной плотности и массовым долям элементов»	9.2.3.4 -определять молекулярную формулу газообразного вещества по относительной плотности и массовым долям элементов	1
9.4В Углеводороды. Топливо (6 ч)	Алканы	9.4.3.7 -описывать химические свойства алканов и подтверждать их уравнениями реакций 9.4.3.8 -объяснять значение реакций хлорирования алканов для получения растворителей и степень опасности этих растворителей	1
	Алкены. Демонстрация № 13«Горение этилена, обесцвечивание растворов бромной воды и перманганата калия»	9.4.3.9 -описывать понятие ненасыщенности 9.4.3.10 -изучить химические свойства алкенов на примере этена (горение, гидрирование, гидратация, галогенирование, качественные реакции), подтверждать их уравнениями химических реакций 9.4.3.11-объяснять особенности строения полимеров и механизм реакций полимеризации на примере полиэтилена 9.4.3.12 -объяснять и изучать проблему длительного разрушения пластика и знать последствия накопления пластических материалов в окружающей среде	1
	Алкины	9.4.3.13 -изучить химические свойства алкинов на примере этина (горение, гидрирование, гидратация, галогенирование, качественные реакции), подтверждать их уравнениями химических реакций	1
	Ароматические углеводороды. Бензол	9.4.3.14 -описывать получение, свойства и применение бензола	1
	Углеводородное топливо. Демонстрация № 14 «Виды топлива»	9.4.3.15 -знать, что углеродсодержащие соединения используются в качестве топлива и исследовать альтернативные виды топлива и отмечать их недостатки и преимущества 9.4.3.16 -называть месторождения угля, нефти и природного газа в Казахстане и объяснять влияние их добычи на окружающую среду	1
	Нефть. Демонстрация № 15«Нефть инефтепродукты»	9.4.3.17 -называть фракции нефти и области применения продуктов перегонки сырой нефти	1
9.4С Кислородсодержащие и азотсодержащие органические соединения (6 ч)	Кислородсодержащие органические соединения. Спирты	9.4.3.18 -знать классификацию кислородсодержащих органических соединений 9.4.3.19 -знать классификацию спиртов и объяснять свойства, получение этанола применение метанола и этанола 9.4.3.20 -объяснять физиологическое действие метанола и этанола на организм человека 9.4.3.21-знать физические свойства и применение этиленгликоля и глицерина	1
	Карбоновые кислоты. Лабораторный опыт № 16«Исследование свойств уксусной кислоты»	9.4.3.22 -знать состав карбоновых кислот и описывать химические свойства уксусной кислоты и его применение	1
	Сложные эфиры и жиры	9.4.3.23 -объяснять особенности сложных эфиров и жиров, функции жиров	1
	Мыла и синтетические моющие средства	9.4.3.24 -знать получение мыла и его применение 9.4.3.25 -объяснить влияние синтетических моющих средств на окружающую среду;	1
	Углеводы	9.4.3.26-объяснять классификацию, биологическое значение и функции углеводов	1
	Аминокислоты. Белки. Лабораторный опыт№ 17«Денатурация белков»	9.4.3.27 -объяснять образование пептидной связи между α-аминокислотами в белках 9.4.3.28-исследовать реакцию денатурации белка 9.4.3.29-объяснять биологическое значение и функции белков	1

Разработка урока химии на тему «Электролитическая диссоциация», 9 класс

Цели: 1) Обобщить, закрепить и систематизировать знания по теме: «Электролитическая диссоциация» Проверить степень усвоения знаний по данной теме, навыки и умения в составлении ионных уравнений и решения расчетных задач.

2) Расширить представление об ионах, химической связи, углубить знания о важнейших классах неорганических соединений. Развивать навыки учащихся при работе с интерактивной доской.

3) Воспитывать познавательный интерес к предмету, повысить мотивацию к урокам химии.

Оборудование: Интерактивная доска, компьютер, на демонстрационном столе: штативы с пробирками, растворы кислот HCl, h3SO4, h4PO4. щелочей NaOH, KOH, Ch4COOH, солей Na2CO3, K2CO3, CuCl2, FeCl3, FeSO4, металлы Zn, Mg, Al; и другие.

Тип урока: Урок – обобщения

I.Организационный момент.

II. Подготовка к проведению урока – обобщения (в проведении урока помогает лаборант).

Прежде, чем приступить к выполнению заданий, необходимо провести разминку, т.е. ответить на некоторые вопросы (фронтальный опрос, вопросы проецируются на интерактивную доску, задания предложены в форме презентации через программу Power Point, все схемы и уравнения заготовлены на флипчартах в программе Activestudio)

1. Что такое ЭЛДС?

2. Какие вещества называются электролитами? Почему? Приведите примеры.

3. Какие вещества называются неэлектролитами? Почему? Приведите примеры.

4. Как определить число и заряд ионов, образующихся при диссоциации электролитов?

5. В чём причина различной активности соляной и уксусной кислот одинаковой концентрации при взаимодействии, например с цинком?

6. Что означает понятие «степень электролитической диссоциации»? Каковы значения степени ЭЛДС для различных электролитов?

8. При каких условиях реакции ионного обмена идут до конца? В чём сущности таких реакций. Проведите соответствующие опыты.

9. Почему щёлочи (кислоты) имеют общие свойства, как их различить?

10. Почему имеют сходные свойства соли одной и той же кислоты, и соли, образованные одним и тем же металлом?

III. Проведение зачётного урока.

адание №1

Пользуясь схемой, составьте рассказ о классификации веществ по их поведению в водных растворах. На флипчартах демонстрируются различные задания для учащихся. Они отвечают на эти задания, если ответ не точно сформулирован, то ученики дополняют его.

Флипчарт № 1

Задание № 2 . Закончите предложения.

Лист рассказа №1. NaCl, HNO3, Ba(OH)2 являются электролитами, так как . . . Сахар, спирт, глицерин не являются электролитами так как . . . Только одна из двух солей – СuSO4, BaSO4 – в водном растворе являются электролитом так как . . . Только одна из двух кислот – h3SO4, h3SiO3 – в водном растворе является электролитом так как . . . Только одно из двух оснований – NaOH, Al(OH)3 – в водном растворе является электролитом так как . . .

Флипчарт № 2 Лист рассказа №2.

Ионы водорода и металлов имеют . . . заряд. Ионы, образованные из кислотных остатков и гидроксогрупп, имеют . . . заряд. Анионы имеют . . . заряд.

Флипчарт № 3 Задание №3.

Составьте уравнения реакций в молекулярном, полном и сокращённом ионном виде. Учащиеся быстро справившиеся с этим заданием, на интерактивной доске записывают уравнения реакций.

Реагирующие вещества.

K2CO3 AgNO3

HCl

Флипчарт № 4 Задание №4.

На основе сокращённых ионных уравнений составьте уравнения реакций в молекулярном виде. Почему для проведения реакции можно использовать растворы различных кислот?

2 H + СO3 ® h3O + CO2

Флипчарт № 5 Задание №5 Экспериментальное.

На демонстрационном столе имеются реактивы. Из имеющихся реактивов (HCl, KOH, K2CO3, FeCl3) провести реакции ионного обмена, которые протекают до конца. Соответствующие уравнения реакций записать на доске.

Флипчарт № 6 Задание № 6

Решите задачу. Определите состав и массу соли, образующиеся при взаимодействии 17,1 гр. гидроксида бария с 10 гр. 49% — ного раствора серной кислоты.

IV. Тестовая работа.

Задание раздается каждому учащемуся

1 вариант

1.Электролитами называются вещества:

А) проводящие электрический ток

Б) проводящие электрический ток в растворах и расплавах

В) не проводящие электрический ток Г) растворимые в воде Д) нерастворимые в воде

2. Выделите ряд, в котором все вещества- электролиты

А) NaOH , AgCl , сахар Б) этиловый спирт, h3SiO3 , КОН В) сахар, h3SiO3, Fe(OH)3 Г) CuSO4, NaOH , HCl

Д) этиловый спирт, вода, сахар

3. Карбонат-ион можно обнаружить при помощи раствора

А) хлороводорода Б) хлорида натрия В) гидроксида натрия Г) сульфата натрия Д) гидрата натрия

4. Вещества при диссоциации, которых образуются только анионы гидроксогруппы, это

А) кислоты Б) щелочи В) средние соли

Г) кислые соли Д) двойные соли

5. Реакции ионного обмена идут до конца, с выделением газа, при взаимодействии

А) Cu(OH)2 и h3SO4 Б) KOH и Zn(NO3)2 B) Na2CO3 и HCl Г) KOH и HCl Д) Cu(OH)2 и Zn(NO3)2

6. В каком из растворов солей лакмус окрасится в красный цвет

А) Na2CO3 Б) CuCl2 В) NaCl Г) CuCO3 Д) K2SO4

7. У какого вещества электролитическая диссоциация протекает ступенчато

А) NaCl Б) AgNO3 В) NaOH Г) KOH Д) h3SO4

8. Отметьте, в каком случае реакция между ионами не протекает

А) 3K+ + PO43 — Б) Fe3+ + 3OH — В) Ca2+ + CO32- Г) Ba2+ + SO42- Д) Ag+ + Cl –

9. Определите сложный анион

А) ион бария Б) сульфат-ион В) ион алюминия Г) хлорид-ион Д) бромид-ион

10. Выберите правильную запись уравнения диссоциации азотной кислоты

А) HNO3→ H+ + NO3- Б) HNO3→ H- + 3NO+ В) HNO3→ H- + NO3+ Г) HNO3→ H+ + NO3 — Д) HNO3→ H- + NO3+

V. Подведение итогов и выставление оценок.

Итоговую оценку выставляет учитель с учётом работы каждого ученика.

VI. Рефлексия.

1. Понравился ли вам урок, чем?

2. Что на уроке было интересным?

3. Чему научились?

Просмотр содержимого документа
«Разработка урока химии на тему «Электролитическая диссоциация», 9 класс »

Черкашина Л.И.,

КГУ СОШ № 32

г. Караганда

Тема: Электролитическая диссоциация.

(Урок – обобщения)

9 класс

Цели: 1) Обобщить, закрепить и систематизировать знания по теме: «Электролитическая диссоциация» Проверить степень усвоения знаний по данной теме, навыки и умения в составлении ионных уравнений и решения расчетных задач.

3) Воспитывать познавательный интерес к предмету, повысить мотивацию к урокам химии.

Оборудование: Интерактивная доска, компьютер, на демонстрационном столе: штативы с пробирками, растворы кислот HCl, h3SO4, h4PO4. щелочей NaOH, KOH, Ch4COOH, солей Na2CO3, K2CO3, CuCl2, FeCl3, FeSO4, металлы Zn, Mg, Al; и другие.

Тип урока: Урок – обобщения

Ход урока:

Организационный момент.

II. Подготовка к проведению урока – обобщения (в проведении урока помогает лаборант).

1. Что такое ЭЛДС?

2. Какие вещества называются электролитами? Почему? Приведите примеры.

3. Какие вещества называются неэлектролитами? Почему? Приведите примеры.

4. Как определить число и заряд ионов, образующихся при диссоциации электролитов?

9. Почему щёлочи (кислоты) имеют общие свойства, как их различить?

10. Почему имеют сходные свойства соли одной и той же кислоты, и соли, образованные одним и тем же металлом?

III. Проведение зачётного урока.

Задание №1

Пользуясь схемой, составьте рассказ о классификации веществ по их поведению в водных растворах.

На флипчартах демонстрируются различные задания для учащихся. Они отвечают на эти задания, если ответ не точно сформулирован, то ученики дополняют его.

Флипчарт № 1

Задание № 2 . Закончите предложения.

Лист рассказа №1. NaCl, HNO3, Ba(OH)2 являются электролитами, так как . . . Сахар, спирт, глицерин не являются электролитами так как . . . Только одна из двух солей – СuSO4, BaSO4 – в водном растворе являются электролитом так как . . . Только одна из двух кислот – h3SO4, h3SiO3 – в водном растворе является электролитом так как . . . Только одно из двух оснований – NaOH, Al(OH)3 – в водном растворе является электролитом так как . . .

Флипчарт № 2

Лист рассказа №2.

Флипчарт № 3

Задание №3.

Реагирующие вещества.	K2CO3	AgNO3
HCl

Флипчарт № 4

Задание №4.

2 H + СO3  h3O + CO2 

Флипчарт № 5

Задание №5 Экспериментальное.

Флипчарт № 6

Задание № 6

Решите задачу. Определите состав и массу соли, образующиеся при взаимодействии 17,1 гр. гидроксида бария с 10 гр. 49% — ного раствора серной кислоты.

IV. Тестовая работа.

Задание раздается каждому учащемуся

1 вариант

2 вариант

1.Электролитами называются вещества:

А) проводящие электрический ток

Б) проводящие электрический ток в растворах и расплавах

В) не проводящие электрический ток Г) растворимые в воде

Д) нерастворимые в воде

2. Выделите ряд, в котором все вещества- электролиты

А) NaOH , AgCl , сахар

Б) этиловый спирт, H₂SiO₃ , КОН

В) сахар, H₂SiO_3, Fe(OH)₃

Г) CuSO₄, NaOH , HCl

Д) этиловый спирт, вода, сахар

3. Карбонат-ион можно обнаружить при помощи раствора

А) хлороводорода Б) хлорида натрия

В) гидроксида натрия

Г) сульфата натрия Д) гидрата натрия

4. Вещества при диссоциации, которых образуются только анионы гидроксогруппы, это

А) кислоты Б) щелочи В) средние соли

Г) кислые соли Д) двойные соли

5. Реакции ионного обмена идут до конца, с выделением газа, при взаимодействии

А) Cu(OH)₂ и H₂SO₄ Б) KOH и Zn(NO₃)₂

B) Na₂CO₃ и HCl Г) KOH и HCl

Д) Cu(OH)₂ и Zn(NO₃)₂

6. В каком из растворов солей лакмус окрасится в красный цвет

А) Na₂CO₃ Б) CuCl₂ В) NaCl

Г) CuCO₃ Д) K₂SO₄

7. У какого вещества электролитическая диссоциация протекает ступенчато

А) NaCl Б) AgNO3 В) NaOH

Г) KOH Д) H₂SO₄

8. Отметьте, в каком случае реакция между ионами не протекает

А) 3K⁺ + PO₄^{3 —} Б) Fe³⁺ + 3OH^—

В) Ca²⁺ + CO₃^2- Г) Ba²⁺ + SO₄^2- Д) Ag⁺ + Cl^–

9. Определите сложный анион

А) ион бария Б) сульфат-ион

В) ион алюминия

Г) хлорид-ион Д) бромид-ион

10. Выберите правильную запись уравнения диссоциации азотной кислоты

А) HNO₃→ H⁺ + NO^3- Б) HNO₃→ H^— + 3NO⁺ В) HNO₃→ H^— + NO₃⁺ Г) HNO₃→ H⁺ + NO₃^— Д) HNO₃→ H^— + NO³⁺

1. Не проводит электрический ток водный раствор

А) серной кислоты Б) гидроксида натрия

В) сахара Г) гидроксида калия

Д) соляной кислоты

2. Осадок образуется при взаимодействии раствора хлорида железа(II) и

А) гидроксида натрия

Б) сульфата натрия В) нитрата натрия

Г) хлорида натрия Д) соляной кислоты

3. Вещества, которые при диссоциации образуют только катионы водорода, называются

А) солями Б) кислотами В) щелочами

Г) амфотерными гидроксидами

Д) основными солями

4. Неэлектролитами являются все вещества группы

А) раствор поваренной соли, сахар, I₂

Б) этиловый спирт, соляная кислота,Ca(OH)₂

В) соляная кислота, раствор поваренной соли, этиловый спирт

Г) сахар, этиловый спирт, I₂

Д) Ca(OH)₂, соляная кислота, раствор NaCl

5. Выделите вещество, при диссоциации которого образуется силикат-ион

А) CaSiO₃ Б) H₂SiO₃ В) Na₂SiO₃

Г) BaSiO₃ Д) ZnSiO₃

6. Определите формулу вещества, электролитическая диссоциация которого протекает ступенчато

А) H₃PO₄ Б) HNO₃ В) NaOH Г) HCl Д) KOH

7. Определите простой катион

А) ион аммония Б) карбонат-ион

В) сульфат-ион Г) гидроксид-ион

Д) ион калия

8. В каком из растворов солей фенолфталеин окрашивается в малиновый цвет

А) Na₂CO₃ Б) MgCl₂ В) NaCl Г) CuCl₂ Д) KCl

9. Сокращенное ионное уравнение Ba²⁺ + SO₄^2- → BaSO₄↓ соответствует взаимодействию

А) Ba(OH)₂ + HCl Б) Ba(OH)₂ + H₂SO₄ В) Ba(OH)₂ + HNO₃

Г) Ba(OH)₂ + H₂SO₃ Д) Ba(OH)₂ + H₂S

10. Найдите ионы, которые могут совместно находиться в растворе

А) Al³⁺и OH^— Б) Zn²⁺ и OH^—

В) Na⁺ и OH^— Г) Cu²⁺ и OH^— Д) Fe³⁺ и OH^—

V. Подведение итогов и выставление оценок.

Итоговую оценку выставляет учитель с учётом работы каждого ученика.

VI. Рефлексия.

1. Понравился ли вам урок, чем?

2. Что на уроке было интересным?

3. Чему научились?

В чем разница между сильным и слабым химическим составом класса Ele 12 CBSE

Совет: Электролиз — это химический и промышленный процесс, в котором используется постоянный электрический ток (DC) для запуска химической реакции, которая в противном случае не была бы спонтанной. Электролиз играет важную роль в промышленном разделении элементов из природных источников, таких как руды, с использованием электролитической ячейки.

Complete Step by Step Answer:
Электролит — это материал, который при контакте с водой диссоциирует на заряженные частицы, известные как ионы.Катионы — это ионы, которые имеют положительный заряд. Анионы — это ионы с отрицательным зарядом. Проще говоря, электролит — это материал, который при плавлении или растворении в воде может проводить электрический ток. При растворении в полярном растворителе, таком как вода, электролит образует электропроводящий раствор. Электролит в растворе разделяется на катионы и анионы, которые равномерно распределяются по растворителю. Такой раствор электрически нейтрален. Когда в такой раствор вводится электрический потенциал, катионы притягиваются к электроду с наибольшим количеством электронов, в то время как анионы притягиваются к электроду с наименьшим количеством электронов.
Сильные электролиты — Электролиты — это химические вещества, которые при растворении в воде передают электричество.
Слабые электролиты — Слабый электролит — это электролит, который очень мало ионизируется в растворе.

Сильные электролиты	Слабые электролиты
Сильные электролиты — это электролиты, полностью ионизированные.	Слабые электролиты — это частично ионизированные электролиты.
Ионизация распространяется дальше.	Ионизация имеет меньший радиус действия.
Обладают высокой проводимостью электричества.	У них плохая электропроводность.
Закон Оствальда о разбавлении неприменим.	Применяется закон Оствальда о разбавлении.

Примечание:
Ток — это движение анионов и катионов в противоположных направлениях внутри раствора. Под эту категорию подпадают большинство растворимых солей, кислот и оснований.Некоторые газы, такие как хлористый водород (HCl), могут действовать как электролиты при воздействии высоких температур или низких давлений. Некоторые биологические (например, ДНК) и синтетические полимеры (например, полистиролсульфонат), которые включают заряженные функциональные группы, называемые «полиэлектролитами», также могут давать растворы электролитов. В растворе материал, который диссоциирует на ионы, приобретает способность проводить электричество. Электролиты включают натрий, калий, хлорид, кальций и фосфат.

Электролиты — это вещества, которые при растворении в воде распадаются на катионы (положительно заряженные ионы) и анионы (отрицательно заряженные ионы).Мы говорим, что ионизируют . Сильные электролиты ионизируются полностью (100%), а слабые электролиты ионизируется лишь частично (обычно порядка 1–10%). То есть основных видов в растворе для сильных электролитов ионы, в то время как в растворе для слабых электролитов — это само неионизированное соединение.

Сильные электролиты делятся на три категории: сильные кислоты , сильных оснований и солей .(Соли иногда также называют ионными соединениями , но действительно сильные основания также являются ионными соединениями.) Слабые электролиты включают слабых кислот и слабых оснований .

Примеры сильных и слабых электролитов приведены ниже:

Сильные электролиты	сильные кислоты	HCl, HBr, HI, HNO ₃, HClO ₃, HClO ₄ и H ₂ SO ₄
	сильные основания	NaOH, KOH, LiOH, Ba ( OH) ₂ и Ca (OH) ₂
	соли	NaCl, KBr, MgCl ₂ и многие, многие другие
Слабые электролиты
	слабые кислоты	HF, HC ₂ H ₃ O ₂ (уксусная кислота), H ₂ CO ₃ (угольная кислота), H ₃ PO ₄ (фосфорная кислота) и многое другое
	слабые основания	NH ₃ (аммиак), C ₅ H ₅ N (пиридин) и несколько других, все содержащие «N»

Возможность классифицировать электролиты критична

Как химики, мы должны иметь возможность взглянуть на такую формулу, как HCl или NaOH, и быстро узнать к какой из этих классификаций он относится, потому что нам нужно уметь знать, с чем мы работаем (ионами или соединениями), когда мы работаем с химикаты.Например, нам нужно знать, что бутылка с надписью «NaCN» (соль) действительно содержит нет NaCN, скорее Na ⁺ и CN ^—, или что бутылка с надписью «HCN» (слабая кислота) в основном HCN с небольшим количеством также присутствуют H ⁺ и CN ^—. Разница между простым открытием бутылки с надписью «HCN» и бутылки с надписью «NaCN» может быть вашей жизнью, поскольку HCN, или цианистый водород , является токсичным газом, в то время как CN ^—, или цианид-ион , являющийся ионом, не является газом и передается только в твердой или растворной форме.Тем не менее, именно цианид-ион CN ^— является убийцей. (Он фиксируется на Fe ³⁺ в гемоглобине, из-за чего в мозг поступает меньше кислорода.) Цианид присутствует в обоих флаконах, и если он попадет в ваш кровоток в виде CN ^– или HCN, он вас убьет.

Шесть шагов для классификации электролитов

Так как же нам классифицировать соединения на основе их формулы? Один из практических методов описан ниже:

Шаг 1	Это одна из семи сильных кислот?
Шаг 2	Он имеет форму Металл (ОН) _n? Тогда это сильная база.
Шаг 3	Это металл (X) _n? Тогда это соль.
Шаг 4	Формула начинается с буквы «Н»? Это , вероятно, слабая кислота.
Шаг 5	Есть ли в нем атом азота? Это может быть слабой базой.
Шаг 6	Ничего из этого? Назовите это неэлектролитом.

Обратите внимание, что здесь есть двусмысленность, начиная с шага 4.Просто так оно и есть. Чтобы определить, является ли вещество слабой кислотой или слабым основанием, у вас есть знать больше, чем молекулярная формула, особенно для соединений, содержащих углерод. (Часто необходима структурная формула , которая показывает подробные связи атомов.)

Резюме

Таким образом, вы должны знать наиболее распространенные имена и символы элементов, запомнить семь сильных кислот, уметь заметить металл (знать хотя бы, где они на таблица Менделеева), запомните хотя бы несколько наиболее распространенных слабых кислот и слабых оснований, и будешь в хорошей форме.

ВЫ МОЖЕТЕ ЭТО СДЕЛАТЬ!

Сильные и слабые электролиты | Химия для неосновных

Цели обучения

Определите сильный электролит.
Определите слабый электролит.
Объясните, как писать уравнения для слабого электролита в растворе.

Могут ли автомобильные аккумуляторы быть опасными?

Автомобильные аккумуляторы, подобные показанному выше, используются во всем мире для запуска двигателей автомобилей.Одним из важнейших компонентов автомобильных аккумуляторов является серная кислота с сильным электролитом. В батарее этот материал ионизируется на ионы водорода и ионы сульфата. По мере использования батареи концентрация этих ионов уменьшается. У старых батарей в верхней части были отверстия, куда можно было добавить новую серную кислоту для пополнения запаса. Сегодня батареи герметичны, чтобы предотвратить утечку опасной серной кислоты.

Сильные и слабые электролиты

Некоторые полярные молекулярные соединения не являются электролитами, когда они находятся в чистом состоянии, но становятся электролитами, когда они растворяются в воде.Хлористый водород (HCl) представляет собой газ в чистом молекулярном состоянии и не является электролитом. Однако, когда HCl растворяется в воде, она хорошо проводит ток, потому что молекула HCl ионизируется с образованием ионов водорода и хлорида.

HCl ( г ) → H ⁺ ( водн. ) + Cl ^— ( водн. )

Когда HCl растворяется в воде, она называется соляной кислотой. Ионные соединения и некоторые полярные соединения полностью распадаются на ионы и поэтому очень хорошо проводят ток.Электролит Strong — это раствор, в котором большая часть растворенного вещества существует в виде ионов.

Некоторые другие полярные молекулярные соединения становятся электролитами при растворении в воде, но не ионизируются в очень значительной степени. Газообразная азотистая кислота в растворе ионизируется на ионы водорода и ионы нитрита, но делает это очень слабо. Водная азотистая кислота состоит только из 5% ионов и 95% интактных молекул азотистой кислоты. Слабый электролит — это раствор, в котором только небольшая часть растворенного вещества существует в виде ионов.В уравнении, показывающем ионизацию слабого электролита, используется двойная стрелка, указывающая на равновесие между реагентами и продуктами.

Резюме

Сильный электролит существует в основном в виде ионов в растворе.
Раствор со слабым электролитом ионизируется лишь незначительно.

Практика

Воспользуйтесь ссылкой ниже, чтобы ответить на следующие вопросы:

http://www.stolaf.edu/depts/chemistry/courses/toolkits/121/js/naming/elec.htm

Какая основная разновидность сильного электролита?
Каковы основные виды слабого электролита?
КОН — это сильный электролит или слабый электролит?
Как бы вы классифицировали CaCl ₂?

Обзор

Газообразный HCl — это электролит или неэлектролит?
Что происходит с газообразным HCl, когда он растворяется в воде?
Что такое сильный электролит?
Что такое слабый электролит?
Является ли HNO ₃ сильным электролитом или слабым электролитом?

Глоссарий

сильный электролит: Раствор, в котором большая часть растворенных веществ существует в виде ионов.
слабый электролит: Раствор, в котором только небольшая часть растворенного вещества существует в виде ионов.

Что такое электролиты в химии? Сильные, слабые и неэлектролиты

Разница между сильными, слабыми и неэлектролитами заключается в том, насколько они диссоциируют на ионы в воде.

Электролиты — это химические вещества, которые распадаются на ионы (ионизируются) при растворении в воде. Положительно заряженные ионы называются катионами, а отрицательно заряженные ионы — анионами.Вещества классифицируются как сильные электролиты, слабые электролиты и неэлектролиты.

Сильные электролиты

Сильные электролиты полностью ионизируются в воде. Это означает, что 100% растворенного химического вещества распадается на катионы и анионы. Однако это не означает, что химическое вещество полностью растворяется в воде! Например, некоторые виды плохо растворяются в воде, но являются сильными электролитами. Это означает, что растворяется не очень много, но все, что растворяется, распадается на ионы.Примером является гидроксид стронция с сильным основанием, Sr (OH) ₂. Он имеет низкую растворимость в воде, но полностью диссоциирует на ионы Sr ²⁺ и OH ^—. В то время как колба с гидроксидом натрия (NaOH) в воде будет содержать ионы Na ⁺ и OH ^— в воде, но не фактический NaOH, колба с водным гидроксидом стронция будет содержать ионы Sr ²⁺ и OH ^—. , Sr (OH) ₂ и вода.

Примеры : Сильные кислоты, сильные основания и соли являются сильными электролитами.

Слабые электролиты

Слабые электролиты частично ионизируются в воде. Практически любая диссоциация на ионы между 0% и 100% делает химическое вещество слабым электролитом, но на практике от 1% до 10% слабого электролита распадается на ионы.

Примеры : Слабые кислоты и слабые основания являются слабыми электролитами. Большинство азотсодержащих молекул — слабые электролиты. Некоторые источники считают воду слабым электролитом, потому что она частично диссоциирует на ионы H ⁺ и OH ^—, но неэлектролитом по другим источникам, потому что только очень небольшое количество воды диссоциирует на ионы.

Неэлектролиты

Если вещество вообще не ионизируется в воде, это неэлектролит.

Примеры : Большинство соединений углерода неэлектролиты. Жиры, сахара и спирты в значительной степени неэлектролиты.

Почему вам должно быть все равно?

Самая важная причина узнать, является ли химическое вещество электролитом и насколько сильно оно диссоциирует в воде, заключается в том, что вам нужна эта информация для определения химических реакций, которые могут происходить в воде.Кроме того, если у вас есть контейнер с химическим веществом в воде, неплохо знать, растворяется ли это вещество в воде (его растворимость) и диссоциирует ли оно на ионы.

Классическим примером того, почему это важно, является раствор цианида натрия (NaCN). Вы, вероятно, знаете, что цианид является реактивным и чрезвычайно токсичным, поэтому не могли бы вы открыть бутылку цианида натрия в воде? Если вы узнаете, что цианид натрия является солью, вы будете в безопасности (при условии, что вы не пьете раствор), потому что в воде нет цианида натрия, только ионы Na ⁺ и CN ^— в воде. .Ионы цианида не летучие и не вызывают болезней. Сравните это с бутылкой цианистого водорода (HCN) в воде. Вы бы открыли эту бутылку? Если вы узнаете, что цианистый водород является слабой кислотой, вы будете знать, что в бутылке содержится газообразный цианистый водород, ионы водорода, ионы цианида и вода. Открытие этой бутылки может стоить вам жизни!

Как узнать, какие химические вещества являются электролитами?

Теперь, когда вы заинтересованы в том, чтобы узнать, что такое электролит, вы, вероятно, задаетесь вопросом, как определить, к какому типу электролита относится химическое вещество, по его названию или структуре.Вы делаете это путем исключения. Вот несколько шагов, которые необходимо выполнить, чтобы определить сильные, слабые и неэлектролиты.

Это сильная кислота? Их всего 7 штук, и вы будете часто встречать их по химии, так что это хороший план, чтобы их запомнить. Сильные кислоты — сильный электролит.
Это сильная база? Это немного большая группа, чем сильные кислоты, но вы можете идентифицировать сильные основания, потому что они являются гидроксидами металлов. Любой элемент из первых двух столбцов периодической таблицы в сочетании с гидроксидом является сильным основанием.Сильные основания — сильные электролиты.
Это соль? Соли — сильные электролиты.
Содержит ли химическая формула азот или «N»? Это может быть слабое основание, что сделало бы его слабым электролитом.
Химическая формула начинается с водорода или «H»? Это может быть слабая кислота, которая делает ее слабым электролитом.
Это углеродное соединение? Большинство органических соединений не являются электролитами.
Ничего из вышеперечисленного? Есть большая вероятность, что это неэлектролит, хотя это может быть слабый электролит.

Таблица сильных электролитов, слабых электролитов и неэлектролитов

В этой таблице обобщены группы сильных, слабых и неэлектролитов с примерами каждой категории.

Сильные электролиты
сильные кислоты	HCl (соляная кислота)
	HBr (бромистоводородная кислота)
	HI (иодоводородная кислота)
	HNO ₃ (азотная кислота)
	HClO ₃
	HClO ₄
	H ₂ SO ₄ (серная кислота)
сильные основания	NaOH (гидроксид натрия)
	KOH (гидроксид калия)
	LiOH
	Ba (OH) ₂
	Ca ( OH) ₂
соли	NaCl
	KBr 9001 6
	MgCl ₂
Слабые электролиты
слабые кислоты	HF (плавиковая кислота)
	HC ₂ H ₃ O ₂ (уксусная кислота)
	H ₂ CO ₃ (угольная кислота)
	H ₃ PO ₄ (фосфорная кислота)
слабые основания	NH ₃ (аммиак)
(соединения «N»)	C ₅ H ₅ N (пиридин)
Неэлектролиты
сахара и углеводы	C ₆ H ₁₂ O ₆ (глюкоза)
жиры и липиды	холестерин
спирты	C ₂ H ₅ OH (этиловый спирт)
другие углеродные соединения	C ₅ H ₁₂ (пентан)

Связанные сообщения

Разница между сильными и слабыми электролитами

2 декабря 2011 г. Автор: Admin

Сильный и слабый электролиты

Все соединения можно разделить на две группы: электролиты и неэлектролиты в зависимости от их способности производить ионы и, следовательно, проводить электричество.Процесс прохождения тока через раствор электролита и, следовательно, принуждение положительных и отрицательных ионов к их соответствующим электродам называется «электролизом». Этот процесс осуществляется в электролитической ячейке. Эта концепция используется в металлизации, изоляции твердотельных элементов или газов, в батареях, топливных элементах и т. Д.

Электролиты присутствуют и в нашем организме. Они необходимы для поддержания баланса внутри клеток и жидкостей крови в здоровом организме.Электролитный баланс имеет решающее значение для поддержания осмотического баланса, следовательно, артериального давления внутри тела. Na ⁺, K ⁺, Ca ²⁺ важны для передачи нервных импульсов и мышечных сокращений. Гомеостаз электролитов контролируется различными гормонами в организме. Например, альдостерон контролирует количество Na ⁺. Кальцитонин и паратгормоны играют роль в поддержании баланса Ca ²⁺ и PO ₄ ^3-. Уровни электролитов в крови измеряются для выявления определенного дисбаланса электролитов.В основном уровни Na ⁺ и K ⁺ в крови и моче измеряются для проверки работы почек и т. Д. Нормальный уровень Na ⁺ в крови составляет 135 — 145 ммоль / л, а нормальный уровень K ⁺. уровень составляет 3,5 — 5,0 ммоль / л. Чрезмерный уровень электролитов в организме может быть фатальным. Электролиты также важны в организме растений. Например, механизмы открытия и закрытия устьиц замыкающими клетками контролируются электролитами (K ⁺).

Электролиты — это вещества, вырабатывающие ионы.Эти соединения могут производить ионы, когда они находятся в стадии расплава или когда они растворены в растворителе (воде). Из-за ионов электролиты могут проводить электричество. Иногда могут быть твердотельные электролиты. Более того, некоторые газы, такие как диоксид углерода, при растворении в воде выделяют ионы (ионы водорода и бикарбоната). Есть два типа электролитов: сильные электролиты и слабые электролиты.

Сильные электролиты

Сильные электролиты легко образуют ионы, когда они растворимы.Они полностью диссоциируют с образованием ионов в растворе. Например, ионные соединения — сильные электролиты. Расплавленный хлорид натрия или водные растворы NaCl полностью диссоциировали на ионы Na ⁺ и Cl ^—; таким образом, они являются хорошими проводниками электричества. Сильные кислоты и основания также являются хорошими электролитами.

Слабые электролиты

Слабые электролиты производят мало ионов, когда они растворимы в воде. Они частично диссоциируют и производят мало ионов.В растворе слабых электролитов будут диссоциированные ионы, а также нейтральные молекулы вещества. Следовательно, ток, проводимый таким раствором, очень мал по сравнению с сильным электролитическим раствором. Например, слабые кислоты, такие как уксусная кислота и слабые основания, являются слабыми электролитами.

В чем разница между сильными электролитами и слабыми электролитами ?

• Сильные электролиты легко растворяются в воде, но слабые электролиты растворяются с трудом.

• Сильные электролиты полностью диссоциируют или ионизируются в растворе, тогда как слабый электролит частично диссоциирует или ионизируется.

• Сильные электролиты очень эффективно проводят электричество из-за большого количества ионов в среде, но слабые электролиты проводят только небольшой ток.

В чем разница между сильным и слабым электролитом?

posted on 29 октября, 2017

В чем разница между сильным и слабым электролитом?

Разница в том, что сильный электролит полностью диссоциирует в воде, тогда как слабый электролит диссоциирует частично.Например, соляная кислота (HCl) и фтористоводородная кислота (HF) диссоциируют в воде с образованием H ⁺ ( эти реактивные ионы H ⁺ разделяют неподеленную пару электронов на атоме кислорода воды (H ₂ O ) с образованием иона гидроксония, H ₃ O ⁺. Следовательно, мы более правы, если мы скажем, что HCl и HF диссоциируют в воде с образованием H ₃ O ⁺ )

Если вы проверите проводимость при одинаковых концентрациях HCl и HF, вы заметите, что лампочка тестера проводимости светится ярче в растворе HCl, чем в растворе HF.Эта разница в яркости объясняется тем, насколько хорошо каждое химическое вещество диссоциирует в воде.

Например, HCl обычно диссоциирует на 100% в воде. Следовательно, HCl — сильный электролит.

Вот модель, показывающая, как HCl диссоциирует в воде

Диссоциация HCl в воде

С другой стороны, только небольшая часть молекул HF диссоциирует в воде.

Вот модель, показывающая, как HF диссоциирует в воде

Диссоциация HF

Как вы можете видеть, у нас есть более длинная стрелка, указывающая на реагенты, и более короткая стрелка, указывающая на продукты.Более длинная стрелка означает, что предпочтительна обратная реакция и что продукты легко объединяются, чтобы вернуть реагенты. С другой стороны, более короткая стрелка означает, что прямая реакция не является предпочтительной и что только небольшая часть HF диссоциирует в воде.

Следовательно, HF — слабый электролит.

Сильные и слабые электролиты также можно наносить на основания и другие соединения, которые растворяются в воде с образованием ионов. Примеры оснований, которые являются сильными электролитами, включают гидроксид натрия и многие другие.Примеры слабых оснований включают аммиак и многие другие.

Чтобы узнать больше о решениях, которые могут проводить электрический ток, щелкните здесь.

В чем разница? — Diffzi

Сильный электролит известен как растворенное вещество, обладающее характеристиками полной или частичной ионизации раствора. С другой стороны, слабый электролит известен как растворенное вещество, которое частично растворяется в растворе и обычно содержит около 1-10% смеси.

Реклама — продолжить чтение ниже

Содержание: Разница между сильными и слабыми электролитами

Сравнительная таблица

Основание для различения	Сильный электролит	Слабый электролит
Определение	Растворенное вещество, обладающее характеристиками полной или частичной ионизации с раствором.	Растворенное вещество, которое частично растворяется в растворе.
В процентах	Обычно содержит около 100% смеси.	Обычно содержит около 1-10% смеси.
Диссоциация	Процесс диссоциации происходит потому, что ионы являются хорошими проводниками электрического тока в растворе и, следовательно, способствуют быстрой обработке.	Процесс диссоциации не происходит с высокой скоростью, потому что ионы здесь имеют лучшую проводимость, но они не подходят для слабых электролитов.
Проводимость	Процесс проводимости увеличивает скорость, но прирост остается небольшим.	Процесс проводимости нарастает с высокой скоростью, особенно близко к бесконечному состоянию.

Что такое сильный электролит?

Сильный электролит известен как растворенное вещество, обладающее характеристиками полной или частичной ионизации раствора. Этот процесс диссоциации происходит потому, что ионы являются хорошими проводниками электрического тока в растворе и, следовательно, способствуют быстрой обработке.Концентрированное расположение этого твердого электролита имеет более низкий вес пара, чем у чистой воды при аналогичной температуре. Твердые кислоты, твердые основания и ионные соли растворителей, которые не являются слабыми кислотами или слабыми основаниями, являются твердыми электролитами. Вещество, водный раствор или жидкое состояние которого распалось на частицы при передаче энергии, известно как электролиты. В воде ионизируются сильные электролиты. Это означает, что 100% синтетических распадов распадаются на катионы и анионы. Как бы то ни было, это не означает, что синтетический материал полностью распадается в воде! Например, некоторые вещества в некоторой степени растворяются в воде, но при этом являются твердыми электролитами.Подразумевается, что не особо распадается, а скорее все, что растворяется, распадается на частицы. Примером может служить гидроксид стронция на твердой основе, Sr (OH) 2. Он имеет низкую растворимость в воде, однако полностью разделяется на частицы Sr2 + и OH–. В то время как чашка гидроксида натрия (NaOH) в воде будет содержать частицы Na + и OH– в воде, но не настоящего NaOH, банка с водным гидроксидом стронция будет содержать частицы Sr2 + и OH–, Sr (OH) 2 и воду. Например, когда вы помещаете хрупкое коррозионное вещество или основу в устройство, они также имеют 100% шанс расслоения в устройстве.

Реклама — продолжить чтение ниже

Что такое слабый электролит?

Слабый электролит известен как растворенное вещество, которое обладает характеристиками частичного растворения в растворе и обычно содержит около 1-10% смеси. Процесс диссоциации не происходит с большой скоростью, потому что ионы здесь имеют лучшую проводимость, но они не являются подходящими электролитами. Слабые электролиты — это электролиты, которые не полностью разделяются на частицы по своей структуре и просто ионизируются по своей структуре (около 1-10%).Считайте слабый электролит очень детерминированным веществом. В момент добавления к ответу есть шанс 1-10%, что он либо полностью разобьется на части, либо останется упрямым и не разделится. Когда он диссоциирует, это те частицы, которые могут добавить к передаче электрического заряда в устройстве. Учитывая генеалогическое древо электролитов, существует два основных типа слабых электролитов: слабые кислоты и основания. Эти вещества называются слабыми электролитами из-за их сопоставимого поведения в расположении.Например, когда вы помещаете в устройство хрупкое коррозионно-активное вещество или основу, они также имеют шанс на 1-10% расслоения в устройстве. Эта близость в половинном разделении — это то, что группирует неделю как разрушительный или базовый тип слабого электролита. Что касается проводимости, когда энергия проходит через ответ, предположим, что вода, частицы слабого электролита будут передавать этот заряд, поощряя электрический импульс. Очень важно понимать связь между качеством проводимости и схождением бессильных частиц электролита в устройстве.

Ключевые различия между сильными и слабыми электролитами

Сильный электролит известен как растворенное вещество, обладающее характеристиками полной или частичной ионизации раствора. С другой стороны, слабый электролит известен как растворенное вещество, которое частично растворяется в растворе и обычно содержит около 1-10% смеси.
Слабые электролиты — это электролиты, которые не разделяются на частицы по своей структуре, а по большей части ионизируются по своей структуре (около 1-10%).С другой стороны, сильные электролиты будут электролитами, которые полностью разделяются на частицы по своей структуре и по большей части ионизируются (около 100%).
В случае сильных электролитов процесс диссоциации имеет место, потому что ионы являются хорошими проводниками электрического тока в растворе и, следовательно, способствуют быстрой обработке. С другой стороны, процесс диссоциации не происходит с большой скоростью, потому что ионы здесь имеют лучшую проводимость, но они не подходят для слабых электролитов.
Процесс проводимости для сильного электролита увеличивает скорость, когда происходит разбавление, но увеличение остается небольшим. С другой стороны, процесс условия для слабого электролита увеличивается с большой скоростью во время затвердевания, особенно близко к бесконечному состоянию.

Пояснение к видео

Реклама — продолжить чтение ниже