СЕМИНАР №2 по химии
Тема: «Вода. Растворы и электролитическая диссоциация.
Гидролиз солей».
Знать:
· определение растворов, классификацию растворов.
· положения теории Аррениуса;
· понятие «степень диссоциации»;
· понятие о ступенях диссоциации соединений в водных растворах;
· определение оснований, кислот и солей с точки зрения ТЭД;
· классификацию солей;
· понятие о сильных и слабых электролитах;
· механизм гидролиза;
· способы выражения концентрации растворов;
· массовую долю растворенного вещества в растворе (процентная концентрация);
· термины по теме.
Уметь:
· объяснять, отличие растворов отличаются от дисперсных систем;
· решать задачи с использованием понятия массовая доля растворенного вещества в растворе;
· решать задачи на действия над растворами (разбавление, концентрирование, смешивание);
· предсказывать реакцию среды в растворах солей;
· составлять уравнения реакций ионного обмена в молекулярной форме, полные и сокращённые ионные уравнения реакций;
· пользоваться справочными материалами: таблицей плотности растворов некоторых кислот и щелочей; таблицей растворимости солей.
ТЕОРЕТИЧЕСКИЕ ВОПРОСЫ.
1. Что такое растворы?
2. Что является количественной характеристикой растворов?
3. Какие способы выражения концентрации растворов вы знаете?
4. Что называется массовой долей растворенного вещества в растворе?
5. Напишите формулы, по которым можно рассчитать:
· массовую долю растворенного вещества;
· массу растворенного вещества;
· массу раствора;
· объёма раствора.
6. Как изменится концентрация раствора после его разбавления? Изменится ли при этом масса растворенного вещества? Масса раствора?
|
|
7. Как изменится концентрация раствора после его упаривания? Изменится ли при этом масса растворенного вещества? Масса раствора?
8. Запишите формулу, которой удобно пользоваться при расчете концентрации после смешивания растворов.
9. Какие вещества называют электролитами, какие неэлектролитами? Приведите примеры известных вам электролитов и неэлектролитов.
10. Какие электролиты относятся к настоящим электролитам, а какие – к потенциальным?
11. Сформулируйте основные положения теории электролитической диссоциации С. Аррениуса?
12. Какие электролиты называют сильными, а какие - слабыми?
13. Что такое кислоты, основания и соли (нормальные, кислые) с точки зрения теории электролитической диссоциации?
14. Какие реакции называются ионными? Какими уравнениями они выражаются?
15. В каких случаях реакции обмена между электролитами в водных растворах необратимы, в каких обратимы?
16. Какие вещества называются индикаторами? Какие индикаторы вы знаете?
17. Что показывает водородный показатель – рН? Как его определяют?
18. Что называется гидролизом солей? В чём его сущность?
19. Какие типы солей подвергаются гидролизу, какие соли не подвергаются гидролизу?
20. Для каких солей возможен необратимый гидролиз?
21. Какие факторы и как влияют на степень гидролиза?
Самостоятельная работа студентов
Для подготовке к семинару выполните самостоятельно упражнения, используя приложения №№ 1,2 и лекции.
1. Напишите уравнения электролитической диссоциации:
а) сульфата железа (III); б) гидрокарбоната калия
|
|
При диссоциации каких веществ образуется больше ионов?
2. Какие из приведенных реакций протекают до конца? Составьте молекулярные и ионные уравнения реакций, протекающих до конца между:
а) хлоридом магния и сульфатом калия;
б) карбонатом кальция и азотной кислотой;
Определите суммы коэффициентов в сокращенных ионных уравнениях.
3. Составьте в молекулярной форме уравнения реакций, которым соответствуют следующие ионно - молекулярные уравнения:
а) СО32- + 2Н+ → Н2О + СО2↑
б) 3Са2+ + 2РО43- → Са3(РО4)2↓
4. Могут ли в растворе одновременно находиться следующие пары веществ:
а) гидроксид натрия и хлорид бария;
б) гидроксид кальция и углекислый газ;
5. Какие из перечисленных солей подвергаются гидролизу? Составьте уравнения гидролиза в ионной и молекулярной форме и определите реакцию среды растворов солей, которые гидролизуются:
а) BaSO4
б) K2СO3
в) MgSO4
г) (NH4)2CO3
Задачи по теме «Растворы» для самостоятельного решения
В 100 г. теплой воды растворили 150 г. нитрата серебра. Рассчитайте его массовую долю (процентную концентрацию) в растворе.
а) 40%
б) 60%
в) 67%
г) 150%
2. Сколько граммов хлорида натрия надо добавить к 200 г. 10% раствора, чтобы получить 20% раствор?
а) 10 г.
б) 20 г.
в) 25 г.
г) 200 г.
3. Рассчитайте массу хлороводорода в 200 мл. 20% - ной соляной кислоты (плотность раствора 1,1 г/мл).
а) 36,4 г.
б) 44 г.
в) 909 г.
г) 1100 г.
4. Из 200 г. 15% раствора сахарозы выпарили 50 г. воды. Определите массовую долю сахарозы в оставшемся растворе.
а) 11,25 %
б) 12 %
в) 20 %
г) 25 %
5. При охлаждении 150 г. 40% раствора вещества выпало 15 г. осадка (не содержащего воды). Осадок отфильтровали. Определите концентрацию полученного раствора.
|
|
а) 33,3 %
б) 30 %
в) 36 %
г) 44,4 %
6. В 16 % растворе сульфата магния содержится 0,2 моль соли. Рассчитайте массу раствора
а) 3, 84 г.
б) 96 г.
в) 150 г.
г) 3750 г.
Литература
Основная:
1. О. С. Габриелян «Химия», 10 класс. Профильный уровень: учеб. для общеобразовательных учреждений. – М., 2011.;
2. Лекции по химии!!!
Дополнительная:
1. Габриелян О.С., Остроумов И.Г., Введенская А.Г. Общая химия в тестах, задачах и упражнениях. – М., 2003.
2. Учебник Г. М. Чернобельская, И. И. Чертков «Химия»; М; «Медицина», 1991
3.Ю.М. Ерохин «Химия», Издательство «Мастерство»; 2003 г
4.Н. А. Тюкавкина «Органическая химия», М., издательство «Медицина», 1998
5. В. Г. Иванов, О. Н. Гева «Практикум по органической химии», М., изд-во «Академия», 2000г
6. И. Г. Хомченко «Общая химия», сборник задач и упражнений, М., изд-во «Новая волна», 2001 г.
7. Кузьменко Н.Е., Еремин В.В., Попков В.А. Краткий курс химии. – М., 2000.
8. Пичугина Г.В. Химия и повседневная жизнь человека. – М., 2004.
9. Титова И.М. Химия и искусство: организатор-практикум для учащихся 10–11 классов общеобразовательных учреждений. – М., 2007.
10. Ерохин Ю.М., Фролов В.И. Сборник задач и упражнений по химии (с дидактическим материалом): учеб. пособие для студентов средн. проф. завед. – М., 2004.
Приложение № 1
Степень и константа электролитической диссоциации.
Сильные и слабые электролиты
Сильные электролиты — это такие электролиты для которых степень
диссоциации в водных растворах близка к 1 (100 %).
К сильным электролитам относятся:
1. практически все соли;
2. некоторые кислоты - НClO4, НС1O3, HNO3, H2SO4, HMnO4, Н2Сг2O7 , HI, HBr, НС1
3. щёлочи - LiOH; NaOH; KOH; CsOH; RbОН; Са(ОН)2, Sг(ОН)2, Ва(ОН)2
Слабые электролиты - это такие электролиты, для которых степень диссоциации водных растворах меньше 0,3 (30 %).
К слабым электролитам относятся:
1. слабые кислоты – НClO2, НС1O, HNO2, H2SO3, H2CO3, H2SiO3, Н3PO4, Н3PO3,
НF, Н3ВО3, СН3СООН, H2S, HCN
2. слабые малорастворимые в воде основания и амфотерные гидроксиды - Fе(ОН)2,
Fе(ОН)3, Сu(ОН)2, РЬ(ОН)2, Al(OH)3, Cr(OH)3
3. вода - Н2O
В уравнениях электролитической диссоциации слабых электролитов ставят знак обратимости, так как они диссоциируют не полностью:
HCN <=> Н++ CN-
Приложение № 2