Растворы конспект 11 класс

Обновлено: 03.07.2024

Для учеников 1-11 классов и дошкольников
Бесплатные сертификаты учителям и участникам

Дата ________

Цель: дать понятие о сущности реакций ионного обмена. Рассмотреть условия протекания данных реакций до конца; познакомить учащихся с реакциями ионного обмена и условиями их протекания; научиться составлять ионные уравнения; закрепить знания пользоваться таблицей растворимости для прогнозирования возможных химических реакций; совершенствование химического языка учащихся.

Оборудование: компьютер, интерактивной доске, проектор, табл. растворимости.

Проверка готовности к уроку.

Изучение нового материала.

Давно известно, что некоторые растворы проводят электрический ток (такие растворы получили название электролитов ), а некоторые - не проводят ( неэлектролиты ).

Электролиты – это вещества, растворы или расплавы которых проводят электрический ток.

Неэлектролиты – это вещества, растворы или расплавы которых не проводят электрический ток.

Кроме электропроводности электролиты и неэлектролиты имеют много других отличий. При одинаковой молярной концентрации электролиты (по сравнению с неэлектролитами) обладают:

более высокой температурой кипения;

более низкой температурой замерзания;

более высоким осмотическим давлением;

более низким давлением пара растворителя.

Такое большое различие в свойствах растворов ученые объясняют тем фактом, что в электролитах при растворении образуется гораздо большее кол-во частиц, которые еще и обладают зарядом, хотя, в общем, раствор электролита нейтрален.

Распад молекул электролита на ионы под действием полярных молекул растворителя называется электролитической диссоциацией . Вещества, водные растворы или расплавы которых проводят электрический ток, называются электролитами.

К ним относятся вода, кислоты, основания и соли. При растворении в воде молекулы электролитов диссоциируют на положительные ионы – катионы и отрицательные – анионы . Процесс электролитической диссоциации обусловлен взаимодействием веществ с водой или другим растворителем, что приводит к образованию гидратированных ионов.

Так, ион водорода образует ион гидроксония:

Для упрощения ион гидроксония записывают без указания молекул воды, то есть Н+.

или принята запись: NaCl « Na + + Cl – .

Впервые теорию электролитической диссоциации (разделения) сформулировал в 1887 г. шведский ученый С. Аррениус, ее основные положения заключались в следующем:

электролиты, растворяясь в воде, диссоциируют (распадаются) на положительно (катионы) и отрицательно (анионы) заряженные ионы;

под воздействием внешнего электрического поля катионы в растворе электролита начнут двигаться к катоду (отрицательному электроду), анионы - к аноду (положительному электроду);

электролитическая диссоциация является обратимым процессом - параллельно с распадом молекул на ионы идет обратный процесс ассоциации (ионы соединяются в молекулы), в результате чего в растворе устанавливается динамическое равновесие.

Через несколько лет, в 1891 г., русский ученый И. Каблуков внес существенные уточнения в теорию Аррениуса, введя понятие сольватации катионов и анионов (формирование химических связей между растворителем и растворяемым веществом).

Диссоциация хлорида натрия

Хлорид натрия является веществом с ионной связью , в узлах кристаллической решетки NaCl находятся ионы натрия и хлора.

Рис. 1. Кристаллическая решетка хлорида натрия.

При погружении поваренной соли в воду на первой стадии растворения (диссоциации NaCl) полярные молекулы воды под действием электростатического притяжения приклеиваются своей отрицательной стороной к катионам натрия (Na + ), а положительной стороной к анионам хлора (Cl - ):

Рис. 2 Притяжение полярных молекул воды к ионам NaCl.

По мере склеивания молекул воды с ионами натрия и хлора происходит ослабление ионных связей Na + с Cl - :

Рис. 3 Ослабление ионных связей хлорида натрия.

Ионные связи хлорида натрия разрываются и гидратированные ионы переходят в раствор:

Рис. 4 Переход гидратированных ионов натрия и хлора в раствор.

Диссоциация хлороводорода

Под воздействием молекул воды ковалентные связи поляризуются еще больше и становятся связями ионными, после чего происходит процесс, описанный выше:

Рис. 5 Диссоциация полярной молекулы HCl.

Из вышесказанного можно сделать вывод, что электролитическая диссоциация возможна в полярных растворителях (вода, этиловый спирт). При диссоциации в первую очередь разрываются наиболее полярные связи (самая большая разность в электроотрицательности атомов, составляющих связь.

Растворитель выполняет не только роль разделения катионов и анионов растворяемого вещества, но также замедляет обратный процесс ассоциации ионов в исходную молекулу, поскольку сольватированные (гидратированные) ионы окружены "прилипшими" молекулами растворителя, что мешает сближению (под воздействием кулоновского электростатического притяжения) и воссоединению в молекулу катионов и анионов. Кол-во молекул растворителя, находящихся в гидратной оболочке ионов, зависит от природы ионов, концентрации и температуры раствора.

Уравнения электролитических диссоциаций записываются следующим образом:

NaCl ↔ Na + + Cl -

HCl ↔ H + + Cl -

Электролитическая диссоциация протекает за счет энергии, выделяемой в процессе разрушения кристаллической решетки растворяемого вещества во время взаимодейтсвия молекул растворителя с веществом. Следует сказать, что диссоциация может протекать и без растворителя, например, при высокой температуре, когда образуется расплав вещества (энергия для разрушения кристаллической решетки берется из внешнего источника высокой температуры).

Кислотами называются электролиты, при диссоциации которых в качестве катионов образуются только катионы водорода. Например,

Многоосновные кислоты диссоциируют ступенчато. Например сероводородная кислота диссоциирует ступенчато:

H ₂ S « H + + HS – (первая ступень)

HS « H + + S2 – (вторая ступень)

Диссоциация многоосновных кислот протекает, главным образом, по первой ступени. Это объясняется тем, что энергия, которую нужно затратить для отрыва иона от нейтральной молекулы , минимальна и становится больше при диссоциации по каждой следующей ступени.

Основаниями называются электролиты, диссоциирующие в растворе, которые в качестве анионов образуют только гидроксид-ионы. Например,

Многокислотные основания диссоциируют ступенчато

Mg(OH) ₂ « MgOH + + OH – (первая ступень)

MgOH+ « Mg 2+ + OH – (вторая ступень)

Ступенчатая диссоциация кислот и оснований объясняет образование кислых и основных солей.

Существуют электролиты, которые диссоциируют одновременно как основные и как кислотные. Они называются амфотерными.

H+ + RO– « ROH « R+ + OH–

Амфотерность объясняется малым различием прочности связей R–H и О–Н.

К амфотерным электролитам относятся вода, гидроксиды цинка, алюминия, хрома (III), олова (II, IV), свинца (II, IV) и др.

Диссоциацию амфотерного гидроксида, например Sn(OH)2, можно выразить уравнением:

2H+ + SnO22– « Sn(OH)2 « Sn2+ + 2OH–

+2H2O ¯ основные свойства

Солями называют электролиты, которые при диссоциации образуют катионы металлов, или комплексные катионы, и анионы кислотных остатков, или комплексные анионы.

Средние соли, растворимые в воде, диссоциируют практически полностью

Al2(SO4)3 « 2Al3+ + 2SO42–

(NH4)2CO3 « 2NH4+ + CO32–

Кислые соли диссоциируют ступенчато, например:

NaHCO3 « Na+ + HCO3– (первая ступень)

Анионы кислых солей в дальнейшем диссоциируют незначительно:

HCO3– « H+ + CO32– (вторая ступень)

Диссоциацию основной соли можно выразить уравнением

CuOHCl « CuOH+ + Cl– (первая ступень)

CuOH+ « Cu+2 + OH– (вторая ступень)

Катионы основных солей по второй ступени диссоциируют в незначительной степени.

Двойные соли – это электролиты, которые при диссоциации образуют два типа катионов металла. Например

KAl(SO4)2 « K+ + Al3+ + 2SO42–.

Комплексные соли – это электролиты, при диссоциации которых образуются два типа ионов: простой и комплексный. Например:

Na2[Zn(OH)4] « 2Na+ + [Zn(OH)4)]2–

Количественной характеристикой электролитической диссоциации является степень диссоциации a , равная отношению числа молекул, распавшихся на ионы (n), к общему числу растворенных молекул (N)

Степень диссоциации выражается в долях единицы или процентах.

По степени диссоциации все электролиты делятся на сильные (a>30%), слабые (a

Сильные электролиты при растворении в воде полностью диссоциируют на ионы. К ним относятся:

HCl, HBr, HJ, HNO3, H2SO4, HClO3, HClO4, HMnO4, H2SeO4

NaOH, KOH, LiOH, RbOH, CsOH, Ba(OH)2, Ca(OH)2, Sr(OH)2

растворимые в воде (приложение, табл.2)

Слабые электролиты частично диссоциируют на ионы при растворении в воде. К ним относятся вода, почти все органические кислоты (СН3СООН, HCOOR, H2C2O4 и др.), некоторые минеральные кислоты (HNO2, HCN, H2S, H2SiO3, H2CO3 и др.), гидроксид аммония NH4OH, а также все основания металлов, кроме оснований щелочных и щелочноземельных металлов.

ИТОГ: Электролитическая диссоциация - это процесс распада вещества (электролита) на ионы (в растворах под воздействием полярных молекул растворителя; в расплавах - под воздействием высокой температуры).

Растворы всегда однофазны, т. е. представляют собой однородный газ, жидкость или твердое вещество. Это связано с тем, что одно из веществ распределено в массе другого в виде молекул, атомов или ионов (размер частиц менее 1 нм).

Растворы называют истинными, если требуется подчеркнуть их отличие от коллоидных растворов.

Растворителем считают вещество, агрегатное состояние которого не изменяется при образовании раствора. Например, вода в водных растворах поваренной соли, сахара, углекислого газа. Если же раствор образовался при смешении газа с газом, жидкости с жидкостью и твердого вещества с твердым, растворителем считают тот компонент, которого больше в растворе. Так, воздух — это раствор кислорода, благородных газов, углекислого газа в азоте (растворитель). Столовый уксус, в котором содержится от 5 до 9% уксусной кислоты, представляет собой раствор этой кислоты в воде (растворитель — вода). При кристаллизации жидкого сплава серебра и золота можно получить твердые растворы разного состава.

Наибольшее значение имеют водные растворы. Природная вода всегда содержит растворенные вещества. Природные водные растворы участвуют в процессах почвообразования и снабжают растения питательными веществами. Сложные процессы жизнедеятельности, происходящие в организмах человека и животных, также протекают в растворах. Многие технологические процессы в химической и других отраслях промышленности, например получение кислот, металлов, бумаги, соды, удобрений, протекают в растворах.

Концентрацию растворов можно выражать по-разному.

Если массовая доля выражена в процентах, то на практике она называется процентной концентрацией w7%:

Например, раствор гидроксида натрия с массовой долей 0,1, или 10%-й раствор, — это такой раствор, в 100 г которого содержится 10 г гидроксида натрия и 90 г воды.

Ранее (и иногда в настоящее время) для обозначения молярной концентрации применяли букву М. Так, 0,5 М H₂SO₄ обозначает раствор серной кислоты, в каждом литре которого содержится 0,5 моль, т. е. 49 г серной кислоты.

Например, моляльная концентрация раствора, приготовленного из 10 г поваренной соли и 500 г воды, равна 0,34 моль/кг: B(NaCl) = m(NaCl)/M(NaCl) • m(H₂O) = = 10/58,5 • 0,5 = 0,34 моль/кг.

молекулярные — это водные растворы неэлектролитов — органических веществ (спирта, глюкозы, сахарозы и т. д.);
молекулярно-ионные — это растворы слабых электролитов (азотистой, сероводородной кислот и др.);
ионные — это растворы сильных электролитов (щелочей, солей, кислот — NaOH, K₂SO₄, HNO₃, НСlO₄).

Раньше существовали две точки зрения на природу растворения и растворов: физическая и химическая. Согласно первой, растворы рассматривали как механические смеси, согласно второй — как нестойкие химические соединения частиц растворенного вещества с водой или другим растворителем. Последняя теория была высказана в 1887 г. Д. И. Менделеевым, который посвятил исследованию растворов более 40 лет. Современная химия рассматривает растворение как физико-химический процесс, а растворы как физико-химические системы.

Более точное определение раствора таково:

раствор — гомогенная (однородная) система, состоящая из частиц растворенного вещества, растворителя и продуктов их взаимодействия.

Поведение и свойства растворов электролитов, как вы хорошо знаете, объясняет другая важнейшая теория химии — теория электролитической диссоциации, разработанная С. Аррениусом, развитая и дополненная учениками Д. И. Менделеева, и в первую очередь И. А. Каблуковым.

Тема: Истинные растворы. Растворение как физико-химический процесс. Способы выражения концентрации растворов: массовая доля растворенного вещества. Диссоциация электролитов в водных растворах. Сильные и слабые электролиты.

I. Проверка домашнего задания.

II. Актуализация знаний. Беседа с учащимися по основным вопросам.

Дать определение раствора, растворителя. Какие известны виды растворов?
Растворение — это физический или физико-химический процесс? Обосновать на основании эксперимента взаимодействие безводного сульфата меди (II) с водой.
В ходе обсуждения последнего вопроса проводится эксперимент, доказывающий, что растворение есть физико-химический процесс.

CuS0 4 + 5Н 2 0 = [Cu(OH 2 ) 4 ] • Н 2 0 • S0 4 + Q. тетрааква меди (II) раствор голубого цвета

В растворе присутствуют не только частицы растворенного вещества, частицы растворителя, но и продукт их взаимодействия — гидратированные катионы меди (II), придающие раствору голубой цвет. Следует отметить, что происходит образование ковалентной связи по донорно-акцепторному механизму между катионом меди (II) и молекулами воды, вследствие чего и выделяется тепло.

III. Формирование новых понятий.

1. Истинные растворы. Растворение как физико-химический процесс.

Что же такое растворимость веществ? Это способность веществ разрушаться до структурных единиц под действием растворителя. Растворимость зависит от природы растворяемого вещества, природы растворителя, температуры, давления для газов. По растворимости вещества делят на хорошо растворимые (растворяется более 1 г в 100 г растворителя), малорастворимые (растворяется от 0,01 г до 1 г в 100 г растворителя) и практически нерастворимые вещества (растворяется менее 0,01 г в 100 г растворителя при температуре 25 °С).

Однако при другой температуре растворимость вещества иная. Поэтому применяется коэффициент растворимости. Он показывает, сколько грамм вещества может растворяться в 100 г растворителя при данной температуре.

Пример: При t° - 30 °С в 100 г растворителя растворяется CuS0 4 30 г, а при г° = 70 °С — 50 г CuS0 4 (последняя справочная литература предлагает определение растворимости на 1000 г растворителя).

растворитель — дисперсионная среда вода; в водных растворах солей, кислот, щелочей, сахара, углекислого газа.

Воздух — это раствор кислорода, азота, благородных газов, углекислого газа.

Столовый уксус 9 % — растворитель вода.

Уксусная эссенция 80 % — растворитель уксусная кислота.

По степени дисперсности различают истинные и коллоидные растворы (коллоидные системы). При образовании истинных растворов растворенное вещество находится в растворителе в виде атомов, молекул или ионов.

Истинные растворы подразделяются на:

молекулярные — водные растворы неэлектролитов (спиртовой раствор йода, растворы сахарозы, глюкозы);
молекулярно-ионные — растворы слабых электролитов (азотистая кислота, угольная кислота, аммиачная вода);
ионные растворы — растворы электролитов.

Следует считать, что растворение — физико-химический процесс , т.к. наряду с образованием обычной механической смеси веществ идет и процесс взаимодействия частиц растворенного вещества с растворителями. К таким заключениям в 1887 году пришел Д.И. Менделеев. Точное определение раствора: раствор — гомогенная (однородная) система, состоящая из частиц растворенного вещества, растворителя и продуктов их взаимодействия.

Растворы бывают ненасыщенные и насыщенные.

Насыщенный раствор содержит максимальное количество растворенного вещества при данной t° .

Ненасыщенный раствор содержит при данной t° меньше растворенного вещества, чем может раствориться.

2. Способы выражения концентрации растворов.

Для выражения состава раствора используют количественные характеристики растворов или концентрации — молярная концентрация раствора; массовая доля растворенного вещества или процентная концентрация, моляльная и нормальная концентрация.

Молярная концентрация вещества показывает количество моль вещества в 1 л раствора:

Массовая доля растворенного вещества показывает количество растворенного вещества в 100 г раствора:

Если в системе газы, то применяется объемная доля

Иногда необходимо рассчитать мольную долю растворенного вещества.

3. Диссоциация электролитов в водных растворах. Сильные и слабые электролиты.

Работа с тестом (один экземпляр на каждую парту).

1. Какие вещества называются электролитами, неэлектролитами?

а) выбрать электролиты: азот, хлорид калия (р-р), азотная кис
лота, углекислый газ, сахароза;

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

Дать определение диссоциации. Это процесс обратный?
Записать схемы диссоциации вещества:

a) NaOH; б) FeCI 3 ; в) НС1; г) NaCl; д) K 2 SО 4 ; е) H 2 S.

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

Fe(OH) 3 ; HNО 3 ; BaCО 3 ; Ca 3 (PО 4 ) 2 ; Na 2 S; КОН; H 3 PО 4 ; NH 4 OH.

Какие вещества при диссоциации образуют силикат-ионы?

a) CaSiО 3 ; б) Na 2 SiО 3 ; в) H 2 SiО 3 ; г)SiО 2 .

Какие вещества при диссоциации образуют катионы магния?

a) MgCl 2 ; б) Mg 3 (PО 4 ) 2 ; в) MgO; r) Mg(NО 3 ) 2 .

В растворах каких веществ присутствует избыток:

а) катиона водорода; б) гидроксид-аниона вещества: соли? кислоты? щелочи?

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

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

КС1 — ионная связь; NH 4 NО 3 — между NH 4 + и NО 3 - — ионная связь.

Неэлектролиты — вещества, растворы и расплавы которых не проводят электрический ток (органические соединения, газы): С 6 Н 12 О 6 — глюкоза, С 2 Н 5 ОН — этанол, спирт.

2. Диссоциация — распад электролита на ионы при растворении
или расплавлении. Это процесс обратимый. Процесс, обратный диссоциации, называется ассоциацией.

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

Щелочи — электролиты, в растворах которых представлены в качестве анионов только гидроксид-анионы.

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

4. Степень электролитической диссоциации а показывает процент молекул, продиссо- циированных к общему количеству молекул электролита.

5. а) электролиты сильные HNО 3 ; Na 2 S; КОН. В их растворах равновесие полностью смещается в сторону прямой реакции.

б) электролиты слабые Н 3 РО 4 ; NH 4 OH; H 2 CО 3 . 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.

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

IV. Закрепление. Расчетные задачи на количественную характеристику растворов.

Для учеников 1-11 классов и дошкольников
Бесплатные сертификаты учителям и участникам

Выберите документ из архива для просмотра:

Выбранный для просмотра документ Растворы 11 класс.pptx

Описание презентации по отдельным слайдам:

Растворы Задачи: Рассмотреть основные понятия темы Изучить классификацию растворов, способы выражения концентрации вещества в растворе Вспомнить о значении растворов в жизни человека Изучить алгоритм решения расчетных задач с использованием массовой доли растворенного вещества

Растворы – это гомогенные (однородные) системы, состоящие из двух и более компонентов и продуктов их взаимодействия (Д,И. Менделеев, 1887 г.) Раствор – это гомогенная (однородная) система, состоящая из растворенного вещества, растворителя и продуктов их взаимодействия.

По агрегатному состоянию сплавы морская вода воздух

По степени дисперсности Грубодисперсные: суспензии эмульсии Тонкодисперсные: истинные растворы

По количеству растворенного вещества Разбавленные Концентрированные Насыщенные Ненасыщенные

Массовая доля растворенного вещества

Выбранный для просмотра документ конспект.docx

Хмара Светлана Борисовна

На изучение отводится 1 час.

Цель работы: Углубить и закрепить знания обучающихся о растворах.

Повторить основные сведения о растворах, способах выражения концентрации растворенного вещества.

Совершенствовать умение обучающихся применять знания на практике.

Совершенствовать предметные навыки учащихся по решению расчетных задач.

Формирование химической картины мира

Повышение интереса обучающихся к химической науке, к применению знаний в повседневной жизни.

Знать основные понятия урока.

Техническое обеспечение урока:

Компьютер, медиапроектор, экран.

Методическое и дидактическое обеспечение урока:

Презентация, учебник, дидактический материал по решению расчетных задач.

Организационный момент (2 мин)

Актуализация опорных знаний (3 мин)

Основная часть урока (20 мин):

способы выражения концентрации вещества в растворе

Закрепление изученного материала (12 мин)

Итоги урока. Рефлексия. (3 мин)

1. Орг. момент, создание психологического настроя на работу.

Доброе утро, ребята! Я рада вас видеть и надеюсь, что мы с вами сегодня проведем вместе хороший, интересный урок.

Посмотрите на фотографии слайда: что вы видите (море, пляж, прибой и т.п.)? Какие эмоции, чувства, мысли возникают у вас (тепло, лето, отпуск, каникулы)? Теперь я предлагаю вам посмотреть на море глазами химика – чем является морская вода (смесью, раствором солей и т.п.)

Молодцы, вы практически сформулировали тему урока, осталось очертить круг вопросов, которые нам предстоит рассмотреть. Как вам кажется, о чем сегодня стоит поговорить на уроке по растворам? (что такое растворы, какие они бывают, где применяются, как готовятся и т.д.)

Вот вы и сформулировали задачи, стоящие перед нами. Давайте приступим.

2. Актуализация знаний.

что такое раствор?

что такое растворитель?

что такое растворенное вещество?

3. Основная часть урока:

Растворы и сам процесс растворения имеют большое значение в природе, в нашей жизни, в науке и технике. Чаще всего мы имеем дело не с чистыми веществами, а со смесями или растворами. Вода морей, рек, озер, грунтовые воды, питьевая вода - это растворы. Воздух - это раствор газов. Большинство минералов - твердые растворы. Соки растений, напитки - это растворы. Усвоение пищи связано с растворением питательных веществ. Растворами есть кровь, лимфа, лекарства, лаки, краски. Растворы используются в промышленности: текстильной, металлообрабатывающей, фармацевтической, при производстве пластмасс, синтетических волокон, мыла и др.

Прежде всего, необходимо записать следующие определения.

Раствор – это гомогенная (однородная) система, состоящая из растворенного вещества, растворителя и продуктов их взаимодействия.

В растворе всегда содержатся растворитель и растворенное вещество.

Растворитель - это компонент раствора, находящегося в таком агрегатном состоянии, что и раствор, и количественно преобладает. В растворе соли в воде растворителем является вода, а в медицинском спирте - спирт является растворителем, а вода растворенным веществом. Вода - лучший растворитель для многих веществ. Хорошими растворителями являются спирт, ацетон, бензин, эфиры.

Растворенное вещество может быть в любом агрегатном состоянии: твердом (сахар, соль), жидком (спирт), газообразном (углекислый газ). Одновременно в растворе может быть растворено несколько веществ, например, в минеральной воде растворены различные соли. Количество растворенного вещества может быть разной. Растворы не имеют постоянного состава и в этом заключается их основное отличие от химических соединений.

Растворы классифицируют по различным признакам:

1. По агрегатному состоянию

По агрегатному состоянию выделяют твердые растворы (сплавы металлов, минералы), жидкие растворы (морская вода, чай, столовый уксус) и газообразные растворы (воздуха).

2 . По степени дисперсности

По степени дисперсности, т.е. по размерам частиц, распределенных в растворителе, различают грубодисперсные системы (с размером частиц от 10 -7 м до 10 -5 м) и тонкодисперсные системы. В грубодисперсных системах вещество находиться в виде небольших частиц, такие системы мутные, непрозрачные, неустойчивы во времени (например, песок в воде). К таким системам относятся суспензии и эмульсии. Суспензия - это система, в которой частицы твердого вещества распределены в жидкости (например, смесь глины с водой). Эмульсия - это система, в которой частицы одной жидкости распределены в другой жидкости (например, смесь растительного масла с водой). В тонкодисперсных системах вещество находится в виде агрегатов нескольких молекул или отдельных молекул. Именно к ним относятся истинные растворы.

3. По количеству растворенного вещества

По количеству растворенного вещества растворы бывают разведенные или концентрированные. Если в определенном объеме раствора находится относительно небольшое количество растворенного вещества, то раствор называется разбавленным, а если растворены многие вещества, то раствор называется концентрированным. Раствор, в котором данное вещество при данной температуре больше не растворяется, называется насыщенным. Раствор, в котором данное вещество еще может растворяться, называется ненасыщенным.

Вот о выражении количественного состава растворов мы с вами поговорим подробнее.

Для выражения количественного состава раствора используется понятие массовой доли растворенного вещества. Это отношение растворенного вещества к суммарной массе раствора.

В задания ЕГЭ по химии включены расчетные задачи с использованием массовой доли растворенного вещества.

Рассмотрим несколько основных типов таких задач. Комплекты задач находятся у вас на партах (тренажер).

Учащиеся под руководством учителю решают расчетные задачи разных типов.

4. Закрепление изученного материала

В качестве закрепления изученного материала учащимся предлагаются расчетные задачи из КИМов ЕГЭ по химии.

5. Рефлексия. Итоги урока.

Ребята, давайте мы с вами мысленно вернемся к началу урока и вспомним, какие цели и задачи мы ставили перед собой? Достигли ли мы их? Что не вызвало затруднений, с какими трудностями столкнулись? Насколько вы довольны своей работой?

Д/з: выучить основные понятия темы, решить любые 5 задач из второго блока тренажера.

Я искренне верю, что вам сегодня было настолько же приятно работать, как и мне. Я благодарю вас за совместный труд, за вашу помощь. Всем спасибо за урок. Всего доброго.

1. Цели урока: • Обучающая - формирование знаний о гидролизе солей, умений определять характер среды по составу солей; • Развивающая – формирование умений наблюдать, анализировать, сравнивать, выдвигать предположения, обобщать, делать выводы; • Воспитательная – формирование знаний о категориях диалектики: сущность и явление, единичное, общее. 2. Тип урока - урок изучения нового материала. Вид урока – беседа, лабораторные опыты.

Содержимое разработки

Обучающая - формирование знаний о гидролизе солей, умений определять характер среды по составу солей;

Развивающая – формирование умений наблюдать, анализировать, сравнивать, выдвигать предположения, обобщать, делать выводы;

Воспитательная – формирование знаний о категориях диалектики: сущность и явление, единичное, общее.

Тип урока - урок изучения нового материала. Вид урока – беседа, лабораторные опыты.

Методы урока:

Обучения – диалогический, алгоритмический;

Преподавания – объяснительный, побуждающий, инструктивный;

Учения – репродуктивный, частично-поисковый, практический

Оборудование и реактивы:

Растворы: хлорида натрия, карбоната натрия, хлорида цинка, растворы кислот и щелочей, фенолфталеина, лакмуса; индикаторная бумага универсальная.

Химическая посуда: колбы стеклянные, химические стаканы.

Актуализация знаний и способов действия.

Опорные понятия: электролиты, электролитическая диссоциация, слабые и сильные электролиты, РН растворов кислот и щелочей.

Опорные умения: наблюдение, анализ, сравнение, выдвижение гипотез, обобщение, формулировка выводов.

Формирование новых понятий и способов действия:

Вновь вводимые понятия – гидролиз

Предполагаемые приращения знаний: понимание причин различного характера среды в водных растворах средних солей.

Создание проблемной ситуации в процессе выполнения демонстрационного эксперимента.

Основная проблема: Почему растворы солей имеют различный характер среды?

Способ решения выводится из механизма взаимодействия солей с водой.

Формирование умений и навыков.

Самостоятельная работа ( выполнение теста)

Домашнее задание: конспект урока, задание по определению характера среды.

Конспект урока

Действия преподавателя

Действие учащихся

Вводное слово преподавателя:

Цель нашего урока - познакомиться с процессом гидролиза солей, научиться определять характер среды по составу соли.

Вы знаете, что в растворах электролиты ( а к ним относятся соли, кислоты и основания, растворимые в воде) распадаются на ионы, положительные -катионы и отрицательные –анионы.

Сущность химической реакции между растворами электролитов заключается в образовании слабых электролитов. Кто забыл, см таблицу слабых и сильных электролитов.

Актуализация ранее полученных знаний.

1.Определить, какие из ионов не могут существовать в одном растворе и почему?

Из приведенных ионов выбираем те, которые образуют слабые электролиты.

2. Какова бывает реакция среды в растворах?

3. Каким образом можно определить характер среды в растворах?

4. Как называют показатель , количественно оценивающий реакцию среды и какие значения он имеет в кислых, нейтральных и щелочных растворах?

5.Вспомним, каким образом происходит процесс диссоциации кислот ( написать уравнения).

6. Какой ион присутствует в растворах кислот?

( опыт – действие индикатора лакмуса на растворы кислот).

7. Написать уравнения реакций диссоциации щелочей.

8. Какой ион присутствует в растворах щелочей?

(Опыт – действие индикатора лакмуса на растворы щелочей.)

Формирование новых понятий и способов действий

А как ведут себя в растворе соли. Оказывается , что не так однозначно.Учащиеся готовят таблицу, далее эксперимент Испытание воды, и солей индикаторами, ( 4 колбы с растворами, индикаторная бумага, щипцы). По ходу эксперимента на доске запись уравнений диссоциации:

Присутствуют ли в растворе ионы водорода?

Присутствуют ли в растворе гидроксид ионы?

Какую среду в этих растворах мы предположим?

Формулировка проблемы: в чем причина несоответствия между теорией и результатами эксперимента. Почему одна соль имеет нейтральную среду, другая кислую, третья - щелочную.

1случай. Рассматриваем состав соли – хлорида натрия. Соль образована сильной кислотой и сильным основанием. В растворе не образуется слабого электролита, реакция не возможна, гидролиз не идет.

2 случай - Рассматриваем состав соли :хлорид цинка. Соль образована сильной кислотой и слабым основанием. В результате реакции образуется слабый электролит. Идет гидролиз по катиону.

ZnCI₂ Z n 2+ + 2CI -

Z nCI₂ + НОН ZnОНCI + НCI

Если соль образована слабым основанием и сильной кислотой, гидролиз идет по катиону, который связывает гидроксид - ионы в слабый электролит. В результате образуется основная соль и кислота

3 случай. Рассматриваем состав соли: карбонат натрия. Соль образована сильным основанием и слабой кислотой. В результате реакции образуется слабый электролит. Идет гидролиз по аниону.

N a₂CO₃ + НОН NaНCO₃ + NaОН

Если соль образована сильным основанием и слабой кислотой, гидролиз идет по аниону, который связывает ионы водорода в слабый электролит. В результате образуется кислая соль и щелочь

Запишите определение гидролиза в тетрадь.

Какие же соли подвергаются гидролизу?

Каким образом можно определить характер среды без эксперимента.

Подвожу итог, выставляю оценки . Итак, мы познакомились с вами с процессами гидролиза, выяснили, что главная причина гидролиза в составе солей , которые могут подвергаться гидролизу . а также научились определять характер среды по составу соли.

Домашнее задание: заполнить таблицу до конца. Определить характер среды

Читайте также: