Ионы в растворах электролитов конспект

Обновлено: 05.07.2024

Опорный конспект для студентов 1 курса при изучении темы: Реакции ионного обмена может быть использован на занятиях а также при отработке пропущенных занятий по этой теме.

Вложение	Размер
опорный конспект	24.58 КБ

Предварительный просмотр:

Материалы лекции по теме:

В водных растворах электролиты (кислоты, основания, соли) полностью или частично находятся в виде ионов . Следовательно, химические реакции в растворах электролитов – это реакции с участием ионов.

Ионные реакции – это химические процессы, которые протекают в водном растворе с участием ионов электролитов.

Такие реакции могут протекать как с изменением так и без изменения степени окисления:

3Cu 0 + 8 HN +5 O 3 (разб.) 3Сu +2 (NO 3 ) 2 + 2N +2 O| +4H 2 O

3Cu 0 + 8 H + +2NO 3 - 3Сu +2 + 2NO| +4H 2 O

NaOH + HCl  NaCl + H 2 O

В последнем случае реакции называются реакциями двойного обмена ( или обменными реакциями)

Реакции обмена - реакции, происходящие между ионами - частицами, у которых все электроны спарены. Это реакции с ионным механизмом. Если ионы связываются в молекулы полярных соединений или в ионные кристаллы, то обратная реакция невозможна. Поэтому многие реакции ионного обмена необратимы, идут до конца.

Реакции в растворах электролитов идут, когда участвующие во взаимодействии ионы полностью или частично уходят из сферы реакции (в виде осадка, газа или слабого электролита). Сумма электрических зарядов левой части уравнения должна быть равна сумме электрических зарядов правой части.

Такие реакции в общем случае записываются виде трёх уравнений:

молекулярного,
полного ионного,
сокращенного ионного.

При записи ионных уравнений принято придерживаться следующих правил:

не записываются, в виде ионов как в левой, так и в правой частях уравнения формулы слабых электролитов, нерастворимых и малорастворимых в воде веществ, газов, оксидов.
В виде ионов записываются формулы сильных кислот, щелочей, растворимых в воде солей.

Схема составления ионных реакций.

1.Запишем уравнение реакции в молекулярной форме:

Na 2 CO 3 +2HCl=2NaCl+CО 2 +Н 2 О

2.Перепишем это уравнение, изобразив хорошо диссоциирующие виде ионов:

2Na + +CO 3 - 2 +2H + + 2Cl - = 2Na + + 2Cl - +CO 2 +Н 2 О

3.Исключим из обоих частей ионного уравнения одинаковые ионы, т.е. ионы, не участвующие в реакции (они подчеркнуты):

CO 3 - 2 +2H + =CO 2 +Н 2 О

Из этих правил вытекает вывод , который может быть формулирован в виде правила Бертолле:

реакции обмена в растворах электролитов протекают в сторону образования осадков (малорастворимых веществ), газов (легколетучих веществ) или слабых электролитов (малодиссоциирующих соединений), т. е. в сторону связывания ионов.

Условия протекания реакций ионного обмена в растворах электролитов

(электролиты – кислоты, основания, амфотерные гидроксиды, соли )

Реагенты при обмене ионами образуют ПРОДУКТЫ, среди которых:

Анионы - отрицательно заряженные ионы.

Ионы – это частицы, имеющие заряд.

Катионы – положительно заряженные ионы.

Коэффициент растворимости - максимальное число граммов вещества, которое можно растворить в 100г растворителя при данной температуре.

Насыщенный раствор - это такой раствор, который находится в динамическом равновесии с избытком растворённого вещества.

Неэлектролит – вещества, не распадающиеся на ионы в растворах или расплавах и потому не проводящие электрический ток.

Сильные электролиты- практически полностью продиссоциировавшие электролиты, степень диссоциации которых больше 30% и стремится к 100%.

Слабые электролиты – электролиты степень диссоциации, которых меньше 3%.

Средние Электролиты - электролиты степень диссоциации, которых колеблется в пределах от 3% до 30%.

Степень электролитической диссоциации( α )- отношение числа диссоциировавших молекул к числу растворённых молекул электролита в растворе.

Растворимость - это свойство вещества растворяться в воде или в другом растворителе.

Растворы – однородные (гомогенные) системы, состоящие из двух и более компонентов составных частей и продуктов их взаимодействия.

Реакции ионного обмена – это реакции между ионами, образовавшимися в результате диссоциации электролитов.

Электролиты - вещества, распадающиеся на ионы в растворах или расплавах электролитов и потому проводящие электрический ток.

Электролитическая диссоциация – процесс распада молекул электролитов на ионы в растворе или расплаве.

Для закрепления материала выполните, предлагаемые задания письменно.

1. Составьте молекулярное уравнение соответствующих представленным ионным уравнениям:

Н + + ОН - = Н 2 О;
3Са 2+ + 2РО 4 3- = Са 3 (РО 4 ) 2 ;
Ba 2+ +SO 4 2+ = BaSO 4 ↓;
СО 3 2- + 2Н + = СО 2 + Н 2 О.

2. Могут ли в растворе одновременно находиться следующие пары веществ, ответы мотивируйте:

Ключевые слова конспекта: свойства ионов, определение ионов, реакции ионного обмена, ионное уравнение, реакции в растворах электролитов.

Свойства ионов

Число электронов в атоме равно числу протонов. Протоны и нейтроны прочно связаны друг с другом и образуют ядро атома. Ион – атом или часть молекулы, где есть неравное количество электронов и протонов. Если электронов больше, чем протонов, то ион называют отрицательным. Иначе ион называют положительным.

Ионы отличаются от атомов строением и свойствами. Некоторые ионы бесцветны, а другие имеют определенный цвет. Для каждого из ионов характерны специфические химические свойства.

Таблица 1. Определение ионов

Определяемый ион

Результат реакции

* При определении галогенид-ионов с помощью серной кислоты используют твердую соль.

Ионное уравнение

В водных растворах все электролиты в той или иной степени распадаются на ионы и реакции происходят между ионами.

Сущность реакций в растворах электролитов отражается ионным уравнением. В ионном уравнении учитывается то, что сильный электролит в растворе находится в диссоциированном виде. Формулы слабых электролитов и нерастворимых в воде веществ в ионных уравнениях принято записывать в недиссоциированной на ионы форме. Растворимость электролита в воде нельзя считать критерием его силы. Многие нерастворимые в воде соли являются сильными электролитами, однако концентрация ионов в растворе оказывается низкой вследствие низкой растворимости. Именно поэтому в уравнениях их формулы записывают в недиссоциированной форме.

При составлении ионных уравнений реакций с участием сильных кислот часто для упрощения записывают формулу иона Н + , а не H₃O + .

Реакции в растворах электролитов происходят в направлении связывания ионов. Существует несколько форм связывания ионов: образование осадков, выделение газообразных веществ, образование слабых электролитов. Рассмотрим конкретные примеры:

Уравнение в молекулярном виде: Ca(NO₃)₂ + Na₂CO₃ = СаСO₃↓ + 2NaNO₃

Полное ионное уравнение:

Сокращенное ионное уравнение:

Образование слабых электролитов (например, воды, слабых кислот):

а) КОН + НCl = КCl + H₂O
К + + OH – + Н + + Cl – = К + + Cl – + H₂O
OH – + Н + = H₂O

б) HNO₂ – азотистая кислота (слабая):
NaNO₂ + НCl = NaCl + HNO₂Na + + NO₂ + Н + + Cl – = Na + + Cl – + HNO₂NO₂ – + Н + = HNO₂

Иногда реакции в растворах электролитов осуществляются с участием нерастворимых веществ или слабых электролитов в направлении более полного связывания ионов. Например, мрамор растворяется в соляной кислоте с образованием углекислого газа:

Таблица 2. Уравнения ионных реакций

Реакции ионного обмена

если выпадает осадок;
если выделяется газ;
если образуется малодиссоциирующее вещество, например вода.

Если в растворе нет таких ионов, которые могут связываться между собой, реакция обмена не протекает до конца, т. е. является обратимой. При составлении уравнений таких реакций, как и при составлении уравнений диссоциации слабых электролитов, ставится знак обратимости.

Чтобы сделать вывод о протекании реакции ионного обмена до конца, надо использовать данные таблицы растворимости солей, оснований и кислот в воде.

Чтобы составить уравнения всех возможных реакций, в которых участвуют хлорид магния и другие растворимые в воде вещества, рассуждают так:

Убеждаются, растворимо ли в воде взятое вещество, в данном случае хлорид магния MgCl2.
Приходят к выводу, что хлорид магния MgCl2 будет реагировать только с такими растворимыми в воде веществами, которые способны осадить либо ионы Mg 2+ , либо хлорид-ионы Сl – .
Ионы Mg 2+ можно осадить: а) ионами ОН – , т. е. нужно подействовать любой щелочью, что приведет к образованию малорастворимого гидроксида магния Mg(OH)2; б) при действии растворимыми в воде солями, содержащими один из следующих анионов: . Для этого можно воспользоваться солями натрия, калия и аммония, содержащими указанные анионы, так как эти соли растворимы в воде.
Хлорид-ионы Сl – можно осадить катионами Ag + + и Pb 2+ . Поэтому для проведения реакции нужно выбрать растворимые соли, содержащие эти катионы.

При составлении уравнений реакций ионного обмена, в которых образуются газообразные вещества, следует учесть, что анионы способны реагировать с кислотами с образованием соответствующего газа, например:

В свете представлений об электролитической диссоциации кислот, оснований и солей общие свойства этих веществ определяются наличием общих ионов, которые входят в их состав

Тема: Реакция ионного обмена. Условия их протекания.

Цель урока: развивать понятие о свойствах ионов в растворах, способности их связываться в малодиссоциирующие вещества. Дать представления о реакциях ионного обмена.

Задачи урока:

1. Образовательные: раскрыть суть протекания химических реакций в растворах электролитов; сформировать умение предвидеть оборотность химических реакций; научиться составлять полные и сокращенные ионные уравнения;

2. Развивающие: совершенствовать учебные умения школьников при составлении химических уравнений, при выполнении лабораторных опытов; способствовать развитию мышления, анализу полученных знаний, выделения главного, обобщения и систематизации;

3. Воспитательные: воспитание в учениках настойчивости, стремления к

высокому качеству результатов труда.

Тип урока: комбинированный.

Формы и метод обучения: фронтальный, индивидуальная, проблемно-поисковая, беседа, демонстрация, интерактивные методы, самостоятельная работа

Оборудование: учебник, периодическая система, штатив с пробирками, реактивы ( р-ры соляной кислоты, гидроксида натрия, карбоната натрия, хлорида натрия, нитрата серебра, фенолфталеин).

Объяснение нового материала

Закрепление знаний, подведение итогов занятий

І. Организационный момент.

Здравствуйте, ребята! Эпиграфом нашего урока будут следующие слова:

Три пути ведут к знанию:

путь размышления – самый благородный,

путь подражания – самый легкий,

и путь опыта – это самый горький.

ІІ.Актуализация опорных знаний.

На предыдущих уроках вы изучили теорию электролитической диссоциации. Повторим основные понятия этой темы.

1. Положительно заряженные частицы -…(катионы).
2. Отрицательно заряженные частицы -…(анионы).
3. Вещества, водные растворы или расплавы которых проводят электрический ток -…(электролиты).
4. Вещества, водные растворы или расплавы которых не проводят электрический ток -…(неэлектролиты).
5. Процесс распада электролита на ионы при растворении или расплавлении вещества -…(диссоциация).

6. Электролиты, в водных растворах которых в качестве катионов образуется только ионы водорода – (кислоты)

7. Электролиты, в водных растворах которых в качестве антона образуется только гидроксид-ионы – (основания)

8.Электролиты, в водных растворах которых образуется катионы металла и анионы кислотного остатка – (соли).

Ca 2+ ;K + ;CI - ;Mg 2+ ;SO₄ 2- ;CO₃ 2- ;Fe 3+ ;OH -

Задание № 4 Напишите уравнение диссоциации предложенных веществ. Прочитать уравнение диссоциации.

Анализируем выполнение задания.

ІІІ. Мотивация учебной деятельности учащихся.

ІV. Изучение нового материала

Реакции ионного обмена – это реакции, протекающие между ионами в растворах электролитов (Запись определения в тетрадь).

Реакции ионного обмена в растворах электролитов протекают только в том случае, если в результате взаимодействия между ионами образуется малорастворимые, газообразные либо малодиссоциирующие вещества (вода или другие слабые электролиты).

Рассмотрим примеры таких процессов.

Демонстрация 1 “Реакции, идущие с образованием слабого электоролита – воды”.

Оборудование и реактивы: растворы гидроксида натрия NaОН, серной кислоты H₂SO₄, фенолфталеина, штатив с пробирками.

Налейте в чистую пробирку ≈1 мл раствора гидроксида натрия NaОН и к нему прилейте по каплям фенолфталеин. Какие признаки реакции вы наблюдали? (изменение цвета), затем прилейте аккуратно ≈1 мл серной кислоты H₂SO₄. Какие признаки реакции вы наблюдали? (исчезновение цвета)

Записываем уравнение реакции в молекулярном и ионном виде по этапам

1.Записать уравнение реакции в молекулярном виде

3.По таблице растворимости определить растворимость веществ

4. Составляем полное ионное уравнение ( растворимые вещества расписать на ионы)

2Na + + 2ОН - + 2H + +SO₄ -2 = 2Na + +SO₄ 2- + 2H₂O

5. Сократить одинаковые ионы в левой и правой части

6.Составить сокращенное ионное уравнение

Демонстрация 2 “Реакции, идущие с образованием осадка”.(Нерастворимых веществ.)

Оборудование и реактивы: растворы хлорида бария ВаCl₂, сульфата натрия Na₂SO₄, штатив с пробирками.

Налейте в чистую пробирку ≈1 мл раствора хлорида бария ВаCl₂ и к нему прилейте аккуратно ≈1 мл сульфата натрия Na₂SO₄. Какие признаки реакции вы наблюдали? (выпадение осадка)

Записываем уравнение реакции в молекулярном и ионном виде по этапам

Демонстрация№ 3 “Реакции, идущие с образованием газа”.
Оборудование и реактивы: растворы карбоната натрия Na₂CO₃, серной кислоты H₂SO₄, штатив с пробирками.

Налейте в чистую пробирку ≈1 мл раствора карбоната натрия Na₂CO₃ и к нему прилейте аккуратно ≈1 мл серной кислоты H₂SO₄. Какие признаки реакции вы наблюдали? (Выделение газа.)

Записываем уравнение реакции в молекулярном и ионном виде по этапам

V. Закрепление знаний, подведение итогов занятий

VІ .Рефлексия

– "я” – как я себя чувствовал в процессе урока, доволен ли я своей работой_________________________________________________________________________________________________________________________________________
– "мы” – насколько комфортно и эффективно мне было работать в малой группе__________________________________________________________________________________________________________________________________________
– "дело” – достиг ли я цели обучения, в чем испытал затруднения, как преодолеть проблемы_______________________________________________________________________________________________________________________________________

VІІ. Домашнее задание.

Цели урока: углубить и обобщить знания, основные понятия электролитической диссоциации; научить применять их в составлении уравнений диссоциации, реакций ионного обмена; дать представление об универсальности теории электролитической диссоциации, применении ее для неорганической и органической химии.

Основные понятия: электролиты, неэлектролиты, диссоциация, ассоциация, гидратированные ионы, катионы, анионы, сильные, слабые электролиты, степень электролитической диссоциации, константа диссоциации.

Оборудование: кодотранспорант или распечатанные вопросы теста на столе, опорный конспект, лекция.

I. Организационный момент

Урок комбинированный. На уроке предусмотрена самостоятельная работа в момент изучения нового материала — тестовое задание, в ходе обсуждения которого обобщаются сведения по теории электролитической диссоциации.

Решение расчетных задач на количественную характеристику растворов.

II. Самостоятельная работа

Решение задач вариантов

II. Изучение нового материала

2. Основные понятия теории электролитической диссоциации:

а) электролит и неэлектролит;

б) сильные и слабые электролиты;

в) степень диссоциации, константа диссоциации.

3. Диссоциация кислот, солей, оснований.

4. Реакции ионного обмена.

В 9 классе тема ТЭД нами была изучена. На данном уроке нам предстоит вспомнить узловые теоретические вопросы данной темы, «крепить основные понятия ТЭД, а также умение составлять уравнения диссоциации электролитов и реакции ионного обмена.

Вначале поработаем с тестом на кодотранспоранте (или: вопросы теста напечатаны в расчете один экземпляр на каждую парту).

1. Какие вещества называются электролитами, неэлектролитами?

а) выбрать электролиты: азот, хлорид калия (р-р), азотная кислота (Р↑), углекислый газ, сахароза;

б) выбрать неэлектролиты: глюкоза, хлорид цинка, спирт.

2. Дать определение диссоциации. Это процесс обратный?

3. Соотнести схемы диссоциации вещества:

Что показывает степень электролитической диссоциации?

Выберите формулы а) сильных электролитов, б) слабых электролитов:

4. Выбрать и назвать а) катионы и б) анионы:

5. Какие вещества при диссоциации образуют силикат-ионы?

6. Какие вещества при диссоциации образуют катионы магния?

7. В растворах каких веществ присутствует избыток:

а) катиона водорода;

б) гидроксид-аниона вещества: соли? кислоты? щелочи?

8. Дать определение кислотам, солям, щелочам с точки зрения теории электролитической диссоциации.

9. Из предложенных формул веществ Fe₂(SO₄)₂, Ва(ОН)₂, Na₂SiO₃, H₂SO₄ выберите вещества, которые диссоциируют по схемам:

— катион металла;

— кислотный остаток;

10. Что показывает степень электролитической диссоциации?

11. Даны растворы электролитов:

Возможны ли между ними реакции ионного обмена?

12. Соотнесите сокращенные ионные уравнения реакций:

с левой частью молекулярных уравнений:

1. Электролиты — вещества, растворы и расплавы которых проводят электрический ток. Как правило, это соединения с ионной связью и с ковалентной полярной связью:

KCl — ионная связь; HNO₃ - — между Н + и NO₃ — ионная связь.

Неэлектролиты — вещества, растворы и расплавы которых не проводят электрический ток (органические соединения, газы):

2. Диссоциация — распад электролита на ионы при растворении или расплавлении. Это процесс обратимый.

Процесс, обратный диссоциации, называется ассоциацией.

3. Показан механизм диссоциации:

а) веществ с ионной связью:

б) веществ с ковалентной полярной связью:

4. Катионы: Na + — катион натрия; Са 2+ — катион кальция; NH₄ + — катион аммония.

Анионы: МnО₄ - — перманганат-анион; РO₄ 3- — фосфат-анион; NO₂ - — нитрит-анион; HCO₃ - — гидрокарбонат-анион.

7. а) в растворах кислот:

б) в растворах щелочей:

8. Кислоты — электролиты, в растворах которых представлены в качестве катионов только катионы водорода:

Щелочи — электролиты, в растворах которых представлен в качестве анионов. Только гидроксид-анионы:

Соли — электролиты, в растворах которых при диссоциации образуются катионы металлов (или ион аммония) и анионы кислотных остатков.

9. — основание

— кислота

— соль средняя

10. Степень электролитической диссоциации а показывает процент молекул, продиссоциированных к общему количеству молекул электролита:

а) электролиты сильные, α → 1. HNO₃; Na₂S; КОН. В их растворах равновесие полностью смещается в сторону прямой реакции:

Многие диссоциируют ступенчато.

В растворах слабых электролитов равновесие смещается в сторону образования молекул, т. е. в сторону обратной реакции.

Для характеристики слабых электролитов используют константу диссоциации по каждой ступени

Константа диссоциации есть отношение произведения равновесных концентраций катионов и анионов, возведенных в степени коэффициентов равновесных концентраций, к концентрации непродиссоциированных молекул, K_д зависит от природы электролита, природы растворителя, температуры, но не зависит от концентрации. Иногда K_д вычисляют, используя концентрацию и степень диссоциации:

Итак, чем больше К_д, тем легче идет распад электролита на ионы, тем больше ионов в его растворе, тем сильнее электролит.

11. Реакции ионного обмена необратимы, если образуются осадок, газ, вода, слабый электролит:

- уравнение молекулярного вида

- общий ионный вид

- слабый электролит воды; уравнение краткого ионного вида

— реакция ионного обмена не имеет смысла

Ионы могут вступать в реакции окислительно-восстановительного взаимодействия с атомами, молекулами.

Обобщения и выводы по уроку.

IV. Домашнее задание

N° 1—2 (у). Следующие задания выполнить на отдельном листе по вариантам, на оценку.

Читайте также: