Программа по химии элективные курсы 10 класс
ГОСУДАРСТВЕННОЕ БЮДЖЕТНОЕ ОБЩЕОБРАЗОВАТЕЛЬНОЕ УЧРЕЖДЕНИЕ САМАРСКОЙ ОБЛАСТИ СРЕДНЯЯ ОБЩЕОБРАЗОВАТЕЛЬНАЯ ШКОЛА
с. КАМЕННЫЙ БРОД
МУНИЦИПАЛЬНОГО РАЙОНА ЧЕЛНО-ВЕРШИНСКИЙ САМАРСКОЙ ОБЛАСТИ
Программа элективного курса
«Химия растворов»
(10 класс)
Автор:
учитель химии
Звонкова Валентина Александровна
2015 год
Пояснительная записка.
Преподавание химии в общеобразовательных учреждениях области осуществляется на основе принципов, определенных Концепцией модернизации российского образования на период до 2010 года и Концепцией профильного обучения на старшей ступени общего образования (приказ МО РФ №2783 от 18.07.2002 г.).
«Модернизация образования предполагает ориентацию не только на усвоение каждым обучающимся определенной суммы знаний, но и на развитие его личности и познавательных способностей. Общеобразовательная школа должна формировать целостную систему универсальных знаний, умений, навыков, а также опыт самостоятельной деятельности и личной ответственности обучающихся, т.е. ключевые компетенции, определяющие современное качество образования».*
Предлагаемый мною элективный курс предназначен для учащихся 10 классов . Объем курса – 34 ч., при недельной нагрузке 1ч. Данный объем часов не достаточен для реализации стандарта основного общего образования по химии. Одним из последствий сокращения числа учебных часов является то, что у учителя практически не остается времени для отработки навыков решения задач, а именно задач обеспечивающих закрепление теоретических знаний, которые учат творчески применять их в новой ситуации, логически мыслить, т.е. служат формированию культурологической системообразующей парадигмы.
Данный элективный курс может рассматриваться как курс «поддерживающий» изучение общей химии в рамках не естественно – научного профиля. Учащиеся, углубляют базовые знания и перед ними, открывается возможность в получении знаний в дополнении к профильным предметам. Изучение элективного курса направленно на удовлетворение познавательных интересов отдельных учащихся в области общей химии, а также моет проверить целесообразность выбора профиля дальнейшего обучения и профессиональной деятельности выпускника средней школы.
В настоящее время целый ряд разделов школьной программы химии рассматривается в рамках основной школы весьма поверхностно. Это относиться, в частности, к основам термохимии, процессам, происходящим при растворении веществ. Учащиеся не умеют использовать полученные в курсе изучения физики знания в области основ термохимии к химическим реакциям. Крайне формальный подход практикуется по отношению к окислительно-восстановительным процессам и вопросам гидролиза. В результате у школьников возникают поверхностные, а порой и неверные представления в области общей химии. Данный элективный курс посвящен ключевым вопросам общей химии. Данный элективный курс посвящен ключевым вопросам общей химии.
Между тем эти разделы общей химии продолжат занимать важное место в вопросах на вступительных экзаменах в вузы. Данный элективный курс химии направлен на ликвидацию указанных пробелов в подготовке выпускников, выработки у учащихся навыка решения задач, поиска ответов на сложные вопросы общей химии, формирования экспериментальных навыков в данной области. Изучение теоретических основ общей химии предполагает последовательную систематизацию, обобщение и углубление знаний об основных теориях химии в области растворов.
Решение задач – признанное средство развития логического мышления учащихся, которое легко сочетается с другими средствами и приемами образования. Включение разных задач предусматривает перенос теоретического материала на практику и осуществлять контроль за его усвоением, а учащимся – самоконтроль, что воспитывает их самостоятельность в учебной работе. Решение задач должно способствовать целеустремленному усвоению стандарта содержания образования и реализации поставленных целей.
Предлагаемый курс способствует развитию познавательных интересов в системе самостоятельного приобретения знаний, является закреплением ранее приобретенных программных знаний по предмету.
Цель курса: создать условия для углубленной реализации стандарта содержания образования за курс основной школы; отработать навыки решения задач и подготовить школьников к более глубокому освоению химии в старших классах.
Задачи:
сформировать и углубить знания учащихся по общей химии;
продолжить формирование на конкретном учебном материале умений: сравнивать, анализировать, сопоставлять, вычленять следственное, связно, грамотно и доказательно излагать учебный материал (в том числе и в письменном виде), самостоятельно применять, пополнять и систематизировать знания, а также объяснять доступные обобщения диалектико-материалистического характера;
отработать навыки решения задач по данному разделу общей химии;
развитие общих приемов интеллектуальной (в том числе аналитико-синтетической) и практической (в том числе экспериментальной) деятельности;
развитие познавательной активности и самостоятельности, установки на продолжение образования;
развитие познавательной мотивации;
оказание помощи учащимся в подготовки к поступлению в вузы, в обоснованном выборе профиля дальнейшего обучения.
Методы обучения:
словестно-иллюстративные методы, методы дифференцированного обучения.
Формы обучения:
уроки-лекции, уроки-семинары, уроки-практические занятия, уроки-презентации.
Ведущими формами занятий являются семинары, на которых предлагается совместная работа учеников по получению знаний и практические работы. Экспериментальную часть программы школьники выполняют индивидуально или группами. Учащиеся ведут тетради, в которых оформляют ход и результаты эксперимента, поэтапно проводят итоги, использует справочную литературу, составляют таблицы. Основной акцент при изучении вопросов курса направлен на активную работу учеников в классе в форме диалога учитель-ученик, активного обсуждения материала в форме ученик – ученик, ученик-учитель.
Ожидаемый результат:
успешное обучение в последующих классах;
знание основных законов и понятий химии раздела «Растворы»;
умение проводить необходимые расчеты;
умение ориентироваться среди разных химических реакций, составлять необходимые уравнения, объяснять свои действия;
формирование экспериментальных навыков работы с лабораторным оборудованием, химическими реактивами;
успешная самореализация школьников в учебной деятельности.
Контроль и оценивание учебной деятельности учащихся.
Элективный курс проводится для удовлетворения индивидуального интереса учащихся к изучению общей химии и для помощи в выборе профиля дальнейшего обучения. Поэтому нет нужды систематически контролировать и оценивать знания учащихся. Однако, с целью поощрения к дальнейшим знаниям, необходимо отмечать достижения учащихся. Особенностям элективных занятий наиболее соответствует зачетная форма оценки умений и навыков учащихся, которую и предлагается использовать при изучении курса.
Программа элективного курса.
№ п\п
Основные разделы
Всего часов
Теоретические занятия
Практические занятия
1.
Введение
2
2
2.
Концентрация растворов
9
4
5
3.
Растворимость веществ
5
4
1
4.
Физико-химические свойства разбавленных растворов
3
1
2
5.
Жесткость воды
4
1
3
6.
Растворы электролитов
7
5
2
7.
Коллоидные растворы
1
1
8.
органические растворители
1
1
9.
Итоговая проверка знаний по курсу
2
1
1
Тематическое планирование.
№ п\п
Название темы
Количество часов
Введение (2 часа)
1.
Растворы в химии. Роль растворов. Понятие о «растворах». Концентрированный и разбавленный растворы.
1
2.
Вода – растворитель. Свойства воды.
1
Концентрация растворов (9 часов)
3.
Способы выражения содержания растворенного вещества в растворе. Понятие о «концентрации». Массовая доля растворенного вещества в растворе. Понятие о молярной концентрации.
1
4.
Решение задач с использованием понятий «массовая доля», «молярная концентрация».
1
5.
Мольная доля. Моляльная концентрация
1
6.
Решение задач с использованием понятий «массовая доля», «молярная концентрация».
1
7.
Понятие эквивалента. Эквивалентная концентрация.
1
8.
Титр раствора.
1
9.
Решение задач с использованием понятий «эквивалентная концентрация»
2
10.
Практическая работа «Приготовление растворов с разной концентрацией»
1
Растворимость веществ (5 часов)
11.
Растворимость жидкостей и газов. Зависимость растворимости веществ от температуры.
1
12.
Нахождение коэффициента растворимости
1
13.
Энергетические эффекты при образовании растворов.
1
14.
Понятие о кристаллогидратах. Расчеты с использованием понятия «кристаллогидраты»
1
15.
Вычисление энтальпии растворения веществ.
1
Физико-химические свойства разбавленных растворов (3 часа)
16.
Физико-химические свойства разбавленных растворов. Закон Рауля.
1
17.
Решение задач по закону Рауля.
2
Жесткость воды (4 часа)
18.
Понятие жесткости воды. Виды жесткости. Способы устранения жесткости.
1
19.
Решение задач с использованием понятия «жесткость воды»
2
20.
Практическая работа «Определение вида жесткости воды. Устранение жесткости»
1
Раствор электролитов (7 часов)
21.
Степень диссоциации. Константа диссоциации. Закон разбавления Оствальда.
1
22.
Вычислите степени диссоциации. Расчеты с использованием закона Оствальда.
1
23.
Сильные и слабые электролиты.
1
24.
Реакции между растворами электролитов – реакции ионного обмена.
1
25.
Протонная теория кислот и оснований. Ионное произведение воды. Водородный показатель и шкала pH.
1
26.
Гидролиз. Обратимый гидролиз солей.
1
27.
Практическая работа «Гидролиз солей»
1
Коллоидные растворы (1 час)
28.
Коллоидные растворы. Понятие о коагуляции и седиментации.
1
Органические растворители (1 час)
29.
Органические растворители в химии. Роль органических растворителей в жизни, быту, на производстве.
1
Итоговая проверка знаний по курсу (2 часа)
30.
Зачетный урок по теоретическому материалу
1
31.
Зачетный урок (решение задач)
1
Методические рекомендации.
К занятию №12.
Тема «Растворимость жидкостей и газов.
Зависимость растворимости веществ от температуры»
Лекционный материал (может быть подготовлен самими учащимися)с необходимой компьютерной презентацией.
Растворение вещества складывается из двух противоположных процессов: прямого – собственно растворения и обратного – выделение растворенного вещества из раствора.
Если в растворе содержится растворенного вещества меньше, чем может раствориться при данных условиях, то он называется ненасыщенным. В пересыщенном растворе растворено вещества больше, чем в насыщенном при данных условиях растворения. Перенасыщенные растворы не стабильны, и такие растворы осторожным охлаждением насыщенных при бале высокой температуре растворов.
Растворимость изменяется концентрацией растворимого вещества в его насыщенном растворе. Количественно растворимость выражают, чаще всего, максимальным числом граммов вещества, которое можно растворить в 100г. растворителя при данной температуре. Это количество называется коэффициентом растворимости или просто растворимостью (S).
По растворимости вещества делятся на хорошо растворимые, как Kj, AgNO3 (условно при S>1 г. в 100 г. растворителя), мало растворимые , как Mg(OH)2, CaSO4, CH4, N2, O2 (при 10-3 г.< S < 1 г. в 100 г. растворителя) и практически нерастворимые, как Ag, Au, стекло (при S <10-3 г. в 100 г. растворителя).
Не существует абсолютно нерастворимых веществ.
Растворимость жидкости в жидкости различная. Например, вода-спирт – не ограничена; эфир, вода – до определенного предела.
Растворимость газа, в отличие от растворимости жидкости и твердого вещества, определяется давлением, под которым он находится (по правилу Генри прямо пропорциональна давлению), а также температурой (с повышением температуры она падает).
Растворимость газов в жизни различна. Повышенная растворимость (например, NH3 в H2O) объясняется химическим взаимодействием его с H2O с образованием NH4OH.
Растворимость зависит:
а) от природы растворяемого вещества, т.к. полярный растворитель (H2O) хорошо растворяет вещества с ковалентной полярной и ионной связями (например, HCl, NaOH), хуже – с ковалентной неполярной (например, N2, O2).
б) от природы растворителя: здесь действует принцип «подобный растворяется в подобном». Поэтому, например KI, растворяется в воде лучше, чем в ацетоне (полярность ацетона меньше полярности воды);
в) от температуры: для большинства твердых тел (например, KNO3, CuSO4 и др.) повышение температуры увеличивает растворимость. Однако имеются соли, растворимость которых или уменьшается с повышением температуры (например, Na2CO3, Na2SO4) или практически не меняется (например, NaCl). См. график зависимости растворимости солей от температуры:
[ Cкачайте файл, чтобы посмотреть картинку ]
В природной воде могут быть растворены газы как воздушного (атмосферного), так и подземного происхождения. В наиболее пресной дождевой воде, прежде всего, растворяются кислород и азот. Как известно, воздушная смесь газов земной атмосферы в основном состоит из 79 частей азота и 21 части кислорода. Хотя растворимость кислорода почти в два раза выше растворимости азота, все же в воде азота растворяется почти в два раза больше, чем кислорода.
Растворимость в воде газов различна и зависит от ряда факторов: температуры, давления, минерализации, присутствия в водном растворе других газов. С повышением температуры до 90°C растворимость газов в воде снижается, а затем возрастает. Так, в 1л. воды при температуре 20°C растворяется 665 мл. 4630, аммиака – I 300000. Как видно из этих примеров, растворимость зависит и от состава самого газа.
Повышение давления влечет за собой увеличение растворимости газов. Например, при давлении 25 атм. в 1 л воды растворяется углекислого газа 16,3 л, а при 53 атм. – 26,9.
При повышении минерализации воды растворимость газа падает. Так, при 0°C растворимость кислорода в 1 л воды с минерализацией менее 1 г/л составляет 49 мл, а при минерализации 30 г/л* - только 15, т.е. в три раза меньше.
Можно сделать вывод о том, что растворимость газа в природной воде при постоянных температуре и степени минерализации прямо пропорциональна давлению газа на жидкость, для газовых смесей она пропорциональна давлению каждого газа в отдельности. Но это справедливо для сравнительно небольших давлений. При значительных давлениях, например на больших глубинах в океане, где давление подчас достигает сотен и даже тысячи атмосфер, на растворимость газов воде влияет не парциальное давление отдельных газов, а общее давление всего столба воды, но об этом речь впереди.
В растворенном газе дождевой воды углекислоты в 33 раза больше, чем в воздухе, а кислород в два раза больше.
Углекислый газ поступает в атмосферу (наземную и подземную) преимущественно за счет окисления, брожения и гниения органических остатков и дыхания водных организмов. В атмосфере его содержание при парциальном давлении 0,0003 атм. невелико – около 0.03%.
В 1 л. чистой воды при таком давлении и температуре 15°C может раствориться всего лишь 0,59 мг углекислого газа. В земных недрах на значительных глубинах его содержание может достигать очень больших значений, и источником этого газа чаще служат глубинные процессы выделения его из вещества мантии и нижней литосферы.
К занятию №20.
Тема «Понятие жесткости воды. Виды жесткости.
Способы устранения жесткости»
Урок – лекция.
В природе чистая вода не встречается: она всегда содержи примеси каких-либо веществ. В частности, взаимодействуя с солями, содержащимися в земной коре, она приобретает определённую жесткость
Жесткость воды – совокупность свойств, обусловленных содержанием в воде ионов Ca2+ и Mg2+. Если концентрация этих ионов велика, то воду называют жесткой, если мала - мягкой. Именно эти ионы придают специфические свойства природным водам. Использование жесткой воды приводит к образованию накипи на стенках котлов и в трубах, усиливает коррозионные процессы. При стирке белья жесткая вода не только ухудшает качество стираемых тканей, но и приводит к повышенным затратам мыла, которое расходуется на связывание ионов Ca2+ и Mg2+, и пена образуется лишь после полного осаждения этих ионов.
2R – COONa + Ca2+ = (R – COO-)2Ca + 2Na+
Правда, некоторые синтетические моющие средства хорошо моют в жесткой воде, так как кальциевые и магниевые соли этих веществ легко растворяются в воде.
В жесткой воде с трудом развариваются пищевые продукты, а сваренные в ней овощи невкусны. Очень плохо заваривается чай, и вкус его теряется. В то же время в санитарно-гигиеническом отношении эти ионы не представляют опасности. Правда, при большом содержании ионов (как в море и океане) вода горьковата на вкус и вызывает послабляющее действие на кишечник человека.
Жесткая вода непригодна для использования в паровых котлах: как уже было сказано, растворенные в ней соли при кипячении образуют на стенках котлов слои накипи, которая плохо проводит теплоту. Это приводит к перерасходу топлива, к преждевременному износу котлов, а иногда, в результате перегрева котлов, и к аварии. Так же образуется и накипь в чайниках.
Ионы Ca2+ обусловливают кальциевую жесткость, а ионы Mg2+ - магниевую жесткость. Общая жесткость складывается из кальциевой и магниевой, т.е. из суммарной концентрации в воде ионов Ca2+ и Mg2+.
По отношению к процессам умягчения воды различаются жесткость карбонатную и некарбонатную. Карбонатной называется жесткость, вызванная присутствием той части ионов Ca2+ и Mg2+, которая эквивалентна содержащимся в воде гидрокарбонатам-ионам HCO3. Иными словами, карбонатная жесткость вызвана присутствием гидрокарбоната кальция и магния. При кипячении гидрокарбонаты разрушаются, образующиеся при этом малорастворимые карбонаты выпадают в осадок и общая жёсткость воды уменьшается на величину карбонатной жёсткости. Поэтому карбонатную жёсткость называют также временной жёсткостью. При кипячении ионы Са2+ осаждаются в виде карбоната, а ионы магния Mg2+- в виде основного карбоната или в виде гидроксида магния.
Ca2+ + 2HCO3 - = CaCO3 + H2O + CO2
2Mg2+ + 2HCO3 - + 2OH- = (MgOH)2CO3 + CO2 + H2O
Остальная часть жёсткости, сохраняющаяся после кипячения воды, называется некарбонатной. Она определяется содержанием в воде кальциевых и магниевых солей сильных кислот, главным образом сульфатов и хлоридов. При кипячении эти соли не удаляются, а поэтому некарбонатную жёсткость называют также постоянной жёсткостью.
Очень часто жёсткую воду перед употреблением умягчают. Обычно это достигается обработкой воды различными химическими веществами. Так, карбонатную жёсткость воды можно устранить добавлением гашёной извести.
Например:
Ca2+ + 2HCO3- + Ca2+ + 2OH- = 2CaCO3 + 2H2O
При одновременном добавлении извести и соды можно избавиться от карбонатной и некарбонатной жёсткости (известково-содовый способ). Карбонатная жёсткость при этом устраняется известью, а некарбонатная – содой.
Например: Mg2+ + CO3 = MgCO3
и далее: MgCO3 + Ca2+ + 2OH- = Mg(OH)2 + CaCO3
Применяются и другие способы устранения жёсткости воды , среди которых один из наиболее современных основан на применении катионитов (катионный способ).
Имеются твёрдые вещества, которые содержат в своём составе подвижные ионы, способные обмениваться на ионы внешней среды. Они получили название ионитов. Особенно распространены ионообменные смолы, получаемые на основе синтетических полимеров. Иониты (ионообменные смолы) делятся на две группы. Одни из них обменивают свои катионы на катионовые среды и называются катионитами, другие обменивают анионы и называются анионитами. Иониты не растворяются в растворах солей, кислот и щелочей. Катиониты имеют вид чёрных или тёмно-бурых зёрен диаметром от 0,5 до 2 мм, аниониты – зернистые вещества белого, розового или коричневого цвета.
Для устранения жёсткости воды применяются катиониты – синтетические ионообменное смолы и алюмосиликаты, например Na2[Al2Si2O8
·n H2O]. Их состав условно можно выразить общей формулой Na2R, где Na+ - весьма подвижный катион и R2- - частица катионита, несущая отрицательны заряд. Так, в приведённом примере R2- - = [Al2Si2O8
·nH2O]2-.
Если пропускать воду через слои катионита, то ионы натрия будут обмениваться на ионы кальция и магния.
Схематично можно выразить это уравнениями:
Ca2+ + Na 2R = 2Na+ + CaR
Mg2+ + Na2R = 2Na+ + MgR
Т.о., ионы кальция и магния переходят из раствора в катионит, а ионы натрия – из катионита в раствор, жёсткость воды при этом устраняется.
После использования большей части ионов натрия катиониты обычно регенерируют. Для этого их выдерживают в растворе хлорида натрия, при участии которого происходит обратный процесс: ионы натрия замещают в катионите ионы кальция, которые переходят в раствор:
2Na+ + CaR = Ca2+ + Na2R
2Na+ + MgR = Mg2+ + Na2R
Регенерированный катионит снова может быть использован для умягчения новых порций жёсткой воды.
Рассмотрим количественную характеристику жёсткости воды. Степень жёсткости воды выражается по-разному. В нашей стране её выражают суммой миллиэквивалентов (мэкв) ионов Са2+и Mg2+, содержащихся в 1 л воды. Т.к. 1 мэкв жёсткости отвечает содержанию 20, 04 мг\л ионов Са2+ или 12,16 мг\л ионов или Mg2+, то согласно определению общую жёсткость воды Ж (в мэкв\л) можно вычислить по формуле
Ж= [Сa2+] + [Mg2+]
20,04 12,10
где [Са2+] и [Mg2+] – концентрации ионов Са2+ и Mg2+, мг\л.
Жесткость еще можно выразить формулой:
Ж = m / Э* V, где m - масса вещества, Э – эквивалент вещества, V – объем воды (л)
По величине жёсткости природную воду различают как очень мягкую – с жёсткостью до 1,5 мэкв\л; мягкую – от 15 до 4 мэкв\л; средней жёсткости – от 4 до 8 мэкв\л; жёсткую – от 8 до 12 мэкв\л и очень жёсткую – свыше 12 мэкв\л. Особенно большой жёсткостью отличается вода морей и океанов. Так, наример кальциевая жёсткость воды в Чёрном море составляет 12 мэкв\л, магниевая – 53,5 мэкв\л и общая – 65,5 мэкв\л. В океанах же средняя кальциевая жёсткость хозяйственно-питьевых водопроводов не должна превышать 7 мэкв\л (ГОСТ 2874-54)
К занятию №20.
Тема «Решение задач с использованием понятия «жесткость воды».
Решение задачи с объяснением.
Задача.
В 2 л. воды содержится 162,08 мг гидрокарбоната кальция и 73,16 мг гидрокарбоната магния. Какова общая жесткость воды (в мэкв/л)?
Решение:
1 л жесткой воды содержит 162,08/2 = 81,04 мг Ca(HCO3)2 и 73,16/2 = 36,58 Mg(HCO3)2.
Находим относительные молекулярные массы данных солей:
Mr(Ca(HCO3)2) = 162,08
Mr(Mg(HCO3)2) = 146,32
Концентрация ионов Ca2+ в 1 л воды равна из соотношения:
162,08/40,08 = 81,04/x
x = 20,04 мг.
Подобно вычисляем концентрацию ионов Mg2+ в 1 л воды:
146,32/24,32 = 36,58/y
y = 6,08 мг
Общая жесткость воды равна
Ж = 20,04 + 6,08 = 1,5 мэкв/л
20,04 12,16
Следующую задачу предлагается решить также всем вместе.
Задача.
Сколько граммов соды надо прибавить к 10 л воды, чтобы устранить её общую жесткость, равную 4,64 мэкв/л.
Решение:
В 10 л воды содержится 4,64*10 = 46,4 мэкв. солей, обусловливающих жесткость воды.
Для устранения жесткости следует:
46,4*53 = 2459,2 мг, т.е. 2,46 г соды, где эквивалент соды Э(Na2CO3) = 106/2 = 53
Следующие задачи рекомендуется рассматривать по вариантам, а затем обменяться вариантами, обеспечив взаимопроверку взаимоконтроль.
1 вариант:
Задача.
В 1 л воды содержится 38 мг ионов Mg2+ и 108 мг ионов Ca2+. Вычислите общую жесткость воды.
Решение:
1 л – 0,038 г Mg2+, что составляет 0,038/12 – 0,0031 эквив. масс или 3,1 мэкв/л
(Э(Mg2+) = 12)
1 л – 0,108 г Ca2+, что составляет 0,108/20 – 0,0054 эквив. масс или 5,4 мэкв/л
(Э(Ca2+) = 20)
Ж = 3,1 + 5,4 = 8,5 мэкв/л
2 вариант:
Задача.
Сколько граммов сульфата магния содержится в 1000 л воды, если жесткость, обусловленная присутствием этой соли, равна 4,5 мэкв/л.
Решение:
Э(MgSO4) = 120/2 = 60
В 1000 л воды с жесткостью 4,5 мэкв/л содержится 4,5*1000 = 4500 мэкв
Используя формулу:
Ж = m / Э*V, откуда m = Ж*Э*V
4,5*1000*60 = 270000 мг или 279 г MgSO4.
К занятию №24.
Тема «Степень диссоциации. Константа диссоциации.
Закон разбавления Оствальда».
Концентрации ионов в растворах слабых электролитов качественно характеризуют степенью и константой диссоциации.
Степень диссоциации – величина, характеризующая состояние равновесия реакции диссоциации в гомогенных (однородных) системах (газообразных жидких). Степень электролитической диссоциации
· равна отношению числа диссоциированных молекул n к сумме n + N, где N – число недиссоциированных молекул.
Или по другому, степень диссоциации (
·) – отношение числа распавшихся на ионы молекул (n) к общему числу растворенных молекул (N):
· = n / N
И выражается в долях единицы или в % (
· = 0,3 – условная граница деления на сильные и слабые электролиты).
Например, для уксусной кислоты CH3COOH величина
· равна 4% (в 0,01М растворе). Это звучит, что в водном растворе кислоты лишь 4 из каждых 100 молекул диссоцированы, т.е. находятся в виде ионов Н+ и СН3СОО-, остальные же 96 молекул не диссоциированы. Степень диссоциации можно определить различными методами: по электропроводимости раствора, по понижению температуры замерзания и др. Степень диссоциации зависит как от природы растворенного электролита, так и от концентрации раствора.
Степень электролитической диссоциации
· – число, показывающее, какая часть молекул электролита находится в растворе в виде ионов. Согласно этому определению Очевидно, во всех растворах неэлектролитов, где диссоциация на ионы полностью отсутствует, a=0, а в растворах, в которых все растворенное вещество присутствует в форме ионов (полная диссоциация),
· =1. Очень часто для растворов средней и высокой кон центраций (с»5,0%...с»10,0%) считают, что слабые электролиты характеризуются aЈ0,03, а сильные – aі0,30. Электролиты средней силы характеризуются промежуточными значениями степени диссоциации: 0,03ЈaЈ0,30. Однако необходимо отметить, что предложенная классификация является в значительной степени условной (особенно в случае слабых электролитов и электролитов средней силы). Это объясняется следующим. Степень диссоциации в общем случае зависит от природы электролита и растворителя, от концентрации и температуры раствора. Для растворов, образованных одними и теми же компонентами (растворителем и растворенным веществом), наи больший интерес представляет зависимость степени диссоциации от концентрации раствора. Для слабых электролитов типа H+B– (кислота) или А+ОН– (основание) степень диссоциации ос и концентрация раствора с связаны зависимостью: где Кi константа, характеризующая способность того или иного слабого электролита к диссоциации. При малых значениях a (aЈ0,05) разность 1–a приблизитель но равна 1. Тогда из этого уравнения можно получить: что является математическим выражением закона разведения Оствальда: степень диссоциации слабого электролита в растворе тем выше, чем более разбавлен раствор. Допустим, что при растворении электролита ВА в воде образуется раствор, имеющий концентрацию с. В результате некоторая часть а электролита ВА диссоциирует, образуя ионы B+ и А–. Величина
· называется степенью диссоциации.
Константа диссоциации (KD) – отношение произведения равновесных концентраций ионов в степени соответствующих стехиометрических коэффициентов к концентрации недиссоциированных молекул.
Она является константой равновесия вещества распадаться на ионы: чем выше KD, тем больше концентрация ионов в растворе.
Диссоциации слабых многоосновных кислот или многокислотных оснований протекают по степеням, соответственно для каждой ступени существует своя константа диссоциации:
Первая ступень:
H3PO4 H+ + H2PO4-
KD1 = ([H+][H2PO4-]) / [H3PO4] = 7,1·10-3
Вторая ступень:
H2PO4- H+ + HPO42–
KD2 = ([H+][HPO42-]) / [HPO4-] = 6,2·10-8
Третья ступень:
HPO42- H+ + PO43-
KD3 = ([H+][PO43-]) / [HPO42-] = 5,0 · 10-13
Исходя из определения степени диссоциации, для электролита КА в реакции диссоциации [A-] = [K+] =
· · c, [KA] = c –
· · c = c · (1 -
·), где
· – степень диссоциации электролита.
Тогда:
[ Cкачайте файл, чтобы посмотреть картинку ],
(2)
Это выражение называют законом разбавления Оствальда. при очень малых
· (
·<<1) K=c
·2 и
[ Cкачайте файл, чтобы посмотреть картинку ]
таким образом, при увеличении концентрации электролита степени диссоциации уменьшается, при уменьшении возрастает.
Закон разбавления Оствальда соотношение, выражающее зависимость эквивалентной электропроводимости разбавленного раствора бинарного слабого электролита концентрации раствора:
K=c
·2/
·
·(
·
·-
·).
Здесь К константа диссоциации электролита, с концентрация,
· и
·
· значения эквивалентной электропроводности соответственно при концентрации с и при бесконечном разбавлении. Соотношение является следствием закона действующих масс и равенства
· /
·
· =
·где
· степень диссоциации.
Закон разбавления Оствальда выведен В. Оствальдом в 1888 и им же подтвержден опытным путём. Экспериментальное установление правильности закона разбавления Оствальда имело большое значение для обоснования теории электрической диссоциации.
К занятию №25.
Тема «Вычисление степени диссоциации.
Расчеты с использованием закона Оствальда».
Объясните решение задач.
Например
Определите мольную концентрацию катионов анионов в 0,01 растворах
KBr, Ba(OH)2, H2SO4 и CH3COOH.
Степень диссоциации слабых электролитов
· = 0,3.
Решение:
KBr, Ba(OH)2 и H2SO4 - сильные электролиты, диссоциирующие полностью (
· = 1).
KBr
· K+ + Br
[K+] = [Br-] = 0,01 M
Ba(OH)2
· Ba2+ + 2OH-
[Ba2+] = 0,01 M
[OH-] = 0,02 M
H2SO4
· 2H+ + SO4
[H+] = 0,02 M
[SO42-] = 0,01 M
NH4OH и CH3COOH – слабые электролиты (
· = 0,3)
NH4OH+4 + OH-
[NH+4] = [OH-] = 0,3 0,01 = 0,003 M
CH3COOH
· CH3COO- + H+
[H+] = [CH3COO-] = 0,3 0,01 = 0,003 M
Следующая задача решается учащимися самостоятельно, результаты проверяются, обсуждаются записываются на доске.
Определите концентрацию недиссоциированных молекул и ионов в 0,1 М раствора NH4OH, если степень диссоциации равна 0,01.
Решение:
Концентрации молекул NH4OH, которые к моменту равновесия распадутся на ионы, будет равна
·c. Концентрация ионов NH4- и OH- - будет равна концентрации продиссоциированных молекул и равна
·c (в соответствии с уравнением электролитической диссоциации)
NH4OH
· NH4+ + OH-
c -
·c
·c
·c
[N+H4] = [OH]- =
·c = 0,01 0,1 = 0,001 моль/л
[NH4OH] = c -
·c = 0,1 – 0,001 = 0,099 моль/л
Следующие задачи решаются самостоятельно или по группам с обязательным обсуждением результатов:
1.Определить степень диссоциации хлорноватистой кислоты () в растворе с концентраций 0,2 моль/л, если константа диссоциации равна 5*10-8.
Решение:
В соответствии с законом разбавления Оствальда,
при очень малых
· (
·<<1) K=c
·2 и
[ Cкачайте файл, чтобы посмотреть картинку ]
Подставляя значения, получаем
· = \
·5 * 10-8 / 0,2 = 5 * 10-4
2. Вычислите степень диссоциации уксусной кислоты и концентрацию Вычислите степень диссоциации уксусной кислоты и концентрацию ионов H+ в 0,1 M растворе, если KD(CH3COOH) = 1,85 10-5
Решение:
Воспользуемся законом разбавления Оствальда
\
·(KD / c) = \
·
·
·1,85 10-5) / 0,1
·
·
·= 0,0136 или
· = 1,36%
[H+] =
· c = 0,0136 0,1 моль/л
Литература.
Ардашникова Е.И., Казеннова Н.Б., Тамм М.Е. Курс общей и неорганической химии. – Издательство Москва «Аквариум», 1998. – 254 с.
Глинка Н.Л. Задачи и упражнения по общей химии. – Москва «Интеграл пресс», 2005. – 240 с.
Глинка Н.Л. Общая химия. – Москва, 2002. – 156 с.
Маршанова Г.Л. 500 задач по химии. 8-11 класс. Задачи по общей и неорганической химии. – М. «Издат-школа 2000», 80с.
Кузьменко Н.Е., Еремин В.В. Химия. Ответы на вопросы. Теория и примеры решения задач. Издательство «Экзамен», Москва, 2000 – 255 с.
Хомченко Г.П., Хомченко И.Г. Задачи по химии для поступающих в вузы. – 2-е изд., испр. и доп. – М.: «Высшая школа», 1994 – 302 с.
Хомченко Г.П. Химия для поступающих в вузы: Учебное пособие. – 2 изд., испр. – Высшая школа, 1994. – 447 с.
15