Цели, задачи:
На фактическом уровне получения знаний:
1. Электролиты сильные и слабые, кислоты, основания, соли, Изотонический коэффициент;
2. Самоионизация растворителя, ионное произведение воды (Кw), водородный и гидроксильный показатели - pH и pOH, константа диссоциации (Кд), степень диссоциации (a);
3. Растворимость и произведение растворимости (ПР);
4. Количественные характеристики: константа гидролиза (Кгидр), степень гидролиза (β), истинная и активная концентрации (активность), коэффициент активности, ионная сила раствора;
5. Равновесие в растворах электролитов, гидролиз солей;
6. Законы и теории, применяемые для количественного описания равновесий в растворах электролитов: закон действующих масс, закон разведения Оствальда, теория Дебая-Хюккеля.
На операционном уровне получения знаний:
Обучить студента:
1. Отражать сущность процессов диссоциации (ассоциации) в уравнениях;
2. Приводить выражение закона действующих масс в растворах электролитов (Кд, Кw, ПР, Кнест, Кгидр);
3. Использовать на практике справочные данные Кд, Кw, ПР, Кнест;
4. Приводить количественные характеристики процессов, проходящих в растворах электролитов в равновесных и неравновесных системах;
5. Составлять уравнения ионных процессов.
На аналитическом уровне получения знаний:
Обучить студента:
1. Классифицировать электролиты по их силе;
2. Объяснять причину отклонения от законов Рауля и Вант-Гоффа в разбавленных растворах электролитов;
3. Объяснять влияние добавления общего иона на растворимость слабого электролита и значение рН.
4. Обосновывать направление протекания ионообменных процессов (в том числе и гидролиз);
5. Прогнозировать возможности обменного взаимодействия ионов соли с водой и реакцию среды.
Фактический материал:
I. Теория электролитической диссоциации. Экспериментальные подтверждения диссоциации. Корректировка законов Рауля и Вант-Гоффа в разбавленных растворах электролитов. Изотонический коэффициент. Механизм электролитической диссоциации для веществ с ионным и ковалентно-полярным типом связи.
II. Количественные характеристики процесса диссоциации. Степень диссоциации и константа диссоциации слабых электролитов. Связь между Кд и α. Соотношение между Кд и силой электролита. Зависимость α от концентрации электролита, влияние силы электролита на электропроводность раствора. Расчет концентраций ионов в растворе
III. Особенности диссоциации сильных и слабых электролитов. Учёт межионных взаимодействий в концентрированных растворах сильных электролитов.
IV. Электролитическая диссоциация воды. Шкала pH. Измерение pH. Кислотно-основные индикаторы, принцип их действия. Расчет pH в растворах сильных и слабых кислот и оснований.
V. Гетерогенное равновесие “осадок – раствор”. Соотношение между ПР и растворимостью соединений. Условие образования и растворения осадка. Влияние одноименных ионов на растворимость. Нахождение молярной растворимости по величине ПР.
VI. Ионно-обменные процессы и их сущность. Условие необратимого протекания ионно-обменных реакций. Составление уравнений ионно-обменных реакций в молекулярной и ионно-молекулярной форме. Равновесие ”нейтрализация – гидролиз” и его количественные характеристики. Влияние различных факторов на степень гидролиза.
VII. Реакция среды в растворах гидролизующихся солей. Гидролиз многозарядных ионов. Составление уравнений реакций гидролиза.
Выводы по теме:
1. Поведение растворов электролитов можно характеризовать коллигативными законами с применением изотонического коэффициента.
2. Процесс электролитической диссоциации зависит от вида химической связи в молекуле электролита и количественно характеризуется Кд и α.
3. Водные растворы характеризуются определенными значениями рН и рОН.
4. Возможность образования и раствороения осадка определяется с помощью ПР.
5. Процесс гидролиза солей относится к ионным равновесиям, описывается ионными уравнениями и количественно характеризуется Кг и β;
Вопросы для самоконтроля:
1. Объяснить, почему температура замерзания 0,1М раствора NaCl в два раза ниже, чем 0,1М раствора сахара.
2. Какие вещества называются электролитами?
3. Указать причины электролитической диссоциации.
5. Определить степень диссоциации сильного, слабого электролита и неэлектролита.
6. Привести уравнение электролитической диссоциации гидроксида магния, карбоната натрия, соляной кислоты.
7. Определить, в каком из растворов – 0,1M HCl или 0,1М HCN концентрация ионов водорода Н+ больше.
8. Рассчитать электропроводности растворов а) 0,01М HCl и 0,1M HCl б) 0,1M CaCl2 и 0,1M NaCl в) 0,01M HCl и 0,01М HCN. Обсудить результаты.
9. Привести уравнения реакции диссоциации и выражения соответствующих констант диссоциации для электролитов: HCl, HNO2, HClO, NaOH, NH4OH.
10. Привести уравнения реакции диссоциации и выражения констант диссоциации электролитов: H2S, Zn(ОH)2 , H3PО4 . Cr(ОH)3 .
11. Объяснить зависимость степени диссоциации и изотонического коэффициента от разбавления раствора.
12. Привести значения ионного произведения воды: а) при 25°С, б) при 80°С?
13. Расположить в порядке возрастания значения pH электролиты одинаковой молярной концентрации: а) HF б) СH3COOH в) HCN г) HCl.
14. Привести в общем виде равновесие, константа равновесия которого называется “произведение растворимости”.
15. Привести выражение ПР для следующих электролитов: AgI, Ag2S, Bi2S3, BaSО4.
16. К насыщенному раствору AgCl добавили: а) хлорид натрия б) нитрат натрия в) нитрат серебра г) соляную кислоту? В каком случае растворимость AgCl изменится?
18. Как изменяться концентрации всех компонентов равновесного процесса: а) при добавлении сильной кислоты к раствору слабой кислоты, б) при добавлении слабой кислоты к раствору ее соли?
19. Объяснить, почему молекулярному уравнению соответствует одно ионное уравнение, тогда как ионному уравнению соответствует целый ряд равновероятных молекулярных уравнений.
20. Составить уравнения молекулярных и ионно-молекулярных реакций, протекающих в растворах между: а) соляной кислотой и карбонатом кальция; б) азотной кислотой и гидроксидом лития; в) сульфидом натрия и нитратом меди; г) гидроксидом цинка и едким натром; д) бромидом аммония и водой; е) гидросульфитом натрия и водой.
21. Подобрать соответствующие молекулярные уравнения к кратким ионным:
а) 2Br- + Pb2+ = PbВr2¯
б) Н+ + F- = HF
в) 2Н+ + SO32– = H2O + SO2
г) Fe3+ + 6 F- = [Fe F6]3–
д) S2- + H2O = HS- + OH-
е) Сu2+ + H2O = CuOH+ + H+
22. Раствор какой из солей в равной молярной концентрации имеет наибольшее значение рН: NaBr, NaHS, NaHSO3 , NaF?
Раздел 2. Дисперсные системы (8 часов)
