Головна Бізнес блоги Використання під час уроків хімії презентації «Вода. Розчини

Використання під час уроків хімії презентації «Вода. Розчини

У презентації «Вода. Розчини» представлений у повному обсязі весь програмний та додатковий матеріал на тему «Вода. Розчини у вигляді текстів, хімічних рівнянь, схем, таблиць, малюнків, фото.

Наочність, науковість, системність, доступність у викладі матеріалу у презентації дає можливість швидко та легко зрозуміти та засвоїти зміст теми, систематизувати знання.

Презентація “Вода. Розчини» може бути використана на уроках хімії при поясненні нового та повторення пройденого матеріалу; під час перевірки знань, умінь і навиків в учнів на тему «Вода. Розчини».

Презентація може бути використана вчителем так само, як навчальний електронний тематичний посібник, та у позаурочній роботі – на заняттях додаткової освіти, спецкурсах та гуртках, індивідуальних заняттях з учнями; учнями – під час дистанційного навчання хімії, під час виконання домашніх завдань, самоперевірці своїх знань на тему «Вода. Розчини», при підготовці до контрольних та практичних робіт, а також – до ОДЕ та ЄДІ.

Презентація “Вода. Розчини» надає вчителю можливість активізувати процес навчання учнів; дає велику можливість самостійного отримання учнями як програмного, і додаткового обсягу знань на тему, сприяючи цим розвитку їх пізнавальних і аналітичних здібностей.

Тему «Вода. Розчини» вчитель з учнями може вивчити на 4-5 уроках-семінарах з проведенням лабораторних дослідів, практичної роботи, показом відеофрагментів та (або) демонстраційних дослідів, ефективно використовуючи матеріали презентації.

З цією метою вчитель пропонує учням самостійно, використовуючи матеріали презентації та інших інформаційних джерел, вивчити вдома конкретний матеріал з обраного питання (питань), та обговорити його спільно з класом та вчителем на семінарі.

Запитання до уроків-семінарів:

Відповідно до запропонованих тем клас розбивається на групи, кожна з яких готує питання і матеріал до викладу або обговорення на уроці. Вчитель пропонує учням для підготовки до семінару використати відповідні розділи підручника, презентацію «Вода. Розчини», Інтернет-мережа.

Найбільш складні, цікаві та проблемні питання обговорюються всім класом: процес навчання внаслідок чого активізується.

На семінарах під керівництвом вчителя необхідно розглянути найбільш значущі та найважчі питання - № 2, 3 4, 5, 6,7, 8, 10,11, 12, 14.

При цьому важливо чи необхідно:

Встановити причинно-наслідковий зв'язок між будовою води та її особливими властивостями
Розглянути хімічні властивості води
Особливо відзначити біологічне значення води та планетарне значення Світового океану
Позначити екологічні проблеми води та можливості їх вирішення
Розглянути питання класифікації розчинів
Розглянути із запропонованих автором презентації зразків рішення розрахункових завдань на тему «Вода. Розчини» (на обчислення за хімічними формулами та рівняннями; на розчинність речовин, молярну концентрацію розчинів, масову частку розчиненої речовини) найбільш складні для учнів
Підготувати учнів для виконання практичної роботи «Вода. Розчини» (необхідно обговорити хід її роботи, ознайомити учнів із методикою виконання практичної частини роботи, вивчити питання техніки безпеки у роботі, познайомити учнів із вимогами щодо оформлення практичної роботи)

На уроках-семінарах вчитель загалом коригує роботу учнів, показує демонстраційні досліди, відеофрагменти, знайомить учнів із прийомами правильного та безпечного поводження з лабораторним обладнанням та посудом з метою підготовки учнів до виконання практичної роботи.

Для перевірки або самоперевірки знань на тему вчитель або учні можуть використовувати матеріали «Питання» у «Додатку» презентації «Вода. Розчини».

Наявність такого електронного навчального посібника як презентація «Вода. Розчини» дає можливість учням підвищити зацікавленість учнів у матеріалі, що вивчається, домагатися більш високих результатів у навчанні з цієї теми; скоротити час вчителя для підготовки до уроків.

Презентація має наочне оформлення; у ній використовуються ефекти анімації.

Розроблені автором цієї статті практичні завдання до практичної роботи, як і розрахункові завдання до теми «Вода. Розчини», питання до уроків-семінарів та «Питання» для перевірки та самоперевірки знань у учнів на тему «Вода. Розчини» були апробовані вчителем практично з позитивними результатами.

Презентація “Вода. Розчини» апробована вчителем та учнями не лише на уроках хімії, а й на заняттях додаткової освіти: з її допомогою було досягнуто більш високих результатів щодо якості знань у учнів щодо теми «Вода. Розчини».

«Питання» у «Додатку» презентації «Вода. Розчини» (з гіперпосиланнями на слайди)

1. Як експериментально можна підтвердити якісний та кількісний склад води? 15, 16

2. Які особливості у будові молекули води ви знаєте? 19, 20

3. Які особливості будови води як речовини ви можете відзначити? 21 – 24

4. Які унікальні властивості води вам відомі? 46 – 57

5. Чому лід легший за воду? 48, 22, 27

6. Чому взимку водоймища не промерзають до дна? 48

7. За рахунок чого вода підтримує певний клімат на Землі, зокрема його температурний режим? 49

8. Чому вода стала визначальним чинником у виробленні теплокровності у світі живої природи під час біологічної еволюції Землі? 50

9. Чому на морозі скляна тара, наповнена водою, розтріскується? 28

10. Які різновиди молекул води вам відомі? 30; 31-43 (фото)

11. Яку воду називають тяжкою? 44–45

12. Яку воду називають срібною? Якими прикметними властивостями вона має? 56

13. Перерахуйте, з якими речовинами може реагувати вода? 57–65

14. З якими металами вода реагує за звичайних умов? Наведіть приклади 57

15. З якими металами вода реагує лише при нагріванні? Наведіть приклади 57

16. З якими металами вода не реагує навіть під час нагрівання? Наведіть приклади 57

17. Чи відомі вам реакції води з неметалами. Наведіть приклади 58

18. Яке ставлення води до оксидів металів? Наведіть приклади 59

19. Яке ставлення води до оксидів неметалів? Наведіть приклади 60

20. Чому вода безцінна для всього живого на землі? 69–72

21. Яке планетарне значення води? (Виникнення життя на Землі, фотосинтез, кругообіг речовин у природі, підтримання певного клімату на Землі) 67–68

22. Яке значення має вода у практичній діяльності людини? 76–79

23. У чому полягають світові екологічні проблеми, пов'язані з водою? Чи можете ви визначити шляхи їх вирішення? 91 – 97

24. Чому воду треба заощаджувати? Чому споживання прісної води поступово стає глобальною проблемою людства? Чи має ця проблема можливості вирішити її? 107–108

25. Що розумієте під розчинами? 112

26. Яку інформацію ви маєте у своєму розпорядженні про класифікацію розчинів? 112

28. Які способи вираження концентрації речовин у розчинах вам відомі? Яка сутність кожного способу? 128-129; 133

29. Які природні розчини є найбільш значущими для людини? 113

30. Яке значення мають розчини у практичній діяльності людини? 114–116

Щоб скористатися попереднім переглядом презентацій, створіть собі обліковий запис Google і увійдіть до нього: https://accounts.google.com

Підписи до слайдів:

Тема: ВОДА – розчинник. Розчинні та нерозчинні у воді речовини. . Пізнання світу

Завдання: 1. удосконалювати знання про воду, її значення; 2. показати на дослідах, які речовини розчиняються та не розчиняються; 3. підвести висновку про значення води живої природи; 4. удосконалювати навички аналізу та узагальнення учнями отриманих знань; 5. виховання дбайливого ставлення до води. 6. Вміння працювати у співпраці; Мета: Ознайомити із властивістю води – розчинність;

Відгадай загадку ВОДА Я і хмара, і туман, І струмок, і океан, І літаю, і біжу, І можу бути скляною! ВОДА

Властивості води 1. Прозора 2. Безбарвна 3. Без запаху 4. Вода тече. (Властивість - плинність) 5 . Без форми

Вода в природі може знаходитися в трьох станах Рідке Тверде Газоподібне вода річок, океанів, морів дощ роса град лід сніг іній пар

Пісок Цукор Глина Сіль

Ми звикли, що вода – наша супутниця завжди. Без неї нам не вмитися, Не наїстись, не напитися. Смію я вам доповісти, Без неї нам не прожити. Роль води у природі

Люди, бережіть воду!

За темою: методичні розробки, презентації та конспекти

Вода. методи визначення складу води. Вода в природі, способи її очищення.

Розробка уроку хімії у 8 класі, для учнів, що навчаються за програмою Рудзітіса Г.Є., Фельдмана Ф.Г. матеріал уроку включає елементи дослідницької діяльності учнів. до уроку розробити...

У презентації зроблено введення в тему уроку, зібрано цікавий додатковий матеріал на тему, тест з вивченого матеріалу.

Позакласний захід "Вода. Вода. Навколо вода..."

Мета заходу: підвищити рівень поінформованості учнів 8-х класів щодо захисту води як найважливішого природного джерела життєзабезпечення людини. Інформація про значення води, вміст е...

Попередній перегляд:

Підписи до слайдів:

Розробила: вчитель біології вищої категорії Павленко Наталія Рафіківна 2014р. Муніципальна бюджетна освітня установа «Середня школа №4» м. Щокине Тульської області Вода-розчинник. Робота води у природі. урок природознавства у 5 класі

Цілі: Освітні: познайомити учнів із властивостями води як розчинника, навчити готувати розчин солі у воді та завись крейди у воді, формування знань про творчу та руйнівну роботу води в природі. Розвиваючі: розвиток розумових операцій аналізу та синтезу, розвиток пізнавальної активності за допомогою роботи з книгою та таблицями, навчити робити висновки; розвиток творчих здібностей, розвиток мови. Виховні: виховання патріотизму (шляхом використання регіонального компонента), формування у школярів екологічної культури, яка дозволяє завдавати шкоди природі шляхом забруднення водойм.

Тема уроку: Вода-розчинник. Робота води у природі.

6 груп учнів класу провели дослідження води

Географи (досліджували склад вод Світового океану) Океанська вода – універсальний однорідний іонізований розчин, до складу якого входять 75 хімічних елементів. Це тверді мінеральні речовини (солі), гази, а також суспензії органічного та неорганічного походження.

Юні натуралісти (досліджували дистильовану воду) Дистильовану воду отримують перегонкою у спеціальних апаратах – дистиляторах. Навіть у ній - очищеній воді містяться невеликі частинки домішок та сторонніх включень.

Хіміки (досліджували властивості питної води в Щокіно) У Тульській області залізо є природним компонентом підземних вод. Крім того, концентрація заліза підвищується при корозії сталевих та чавунних водопровідних труб.

Екологи (досліджували «срібну воду») Вода, налита у срібні судини, довго не псується. У ній містяться іони срібла, які згубно діють на бактерії, що у воді.

Біологи (досліджували вміст води в організмі людини та рослин)

Дієтологи (досліджували мінеральну воду «Країнську» на вміст солей та вуглекислого газу)

Висновок: Чистої води у природі немає.

Лабораторна робота № 4 «Приготування розчину солі та суспензії крейди у воді». Цілі: навчитися готувати розчин та завись, навчитися працювати з лабораторним обладнанням. Обладнання: лоток, 2 стаканчики з водою, баночка №1 із сіллю, баночка №2 із крейдою. Хід роботи: 1.Посуньте лоток з реактивами. 2.Візьміть стаканчик з водою та баночку № 1. Зачерпніть ложечкою сіль. Насипте сіль у склянку з водою та перемішайте ложечкою. Що ви спостерігаєте? Що сталося із сіллю? 3.Візьміть другу склянку з водою та баночку № 2. Зачерпніть ложечкою крейда. Насипте його у склянку з водою, перемішайте ложечкою. Що сталося з крейдою? Що ви спостерігаєте? 4. Порівняйте результати дослідів із сіллю та крейдою. Чим розчин відрізняється від суспензії? Що таке розчин? Висновок:

Висновок: Розчин - рідина, що містить сторонні речовини, які рівномірно розподілені в ній.

Творча робота води Вода-середовище проживання організмів

Творча робота води Вода - джерело енергії

Створювальна робота води Транспортні шляхи

Створювальна робота води Утворення родючого мулу

Творча робота води При проростанні насіння

Руйнівна робота води Освіта печер

Руйнівна робота води Повені

Руйнівна робота води Цунамі

Руйнівна робота води Освіта ярів

Висновок: Робота води в природі може бути творчою та руйнівною.

Заповніть таблицю (використовуючи текст параграфа підручника) Створювальна робота води Руйнівна робота води

Домашнє завдання П. 23 Напишіть невеликий твір на тему: «Значення води в природі та житті людини».

Дякую за увагу!

Список використаної литературы: Пакулова В.М., Іванова Н.В. «Природознавство. природа. Нежива і жива» М.: «Дрофа» 2013 Іхер Т. П., Шиширіна Н. Є., Тараріна Л.Ф. «Екологічний моніногінг об'єктів водного середовища» Методичний посібник для педагогів, студентів та школярів., Тула: ТОЕБЦу, вид-во «Гриф і Кº», 2003 р. Мазур В.С. «Екологія Щекинського району Тульської області», Щокіно 1997

Розчини

Розчин – це гомогенна, багатокомпонентна
система змінного складу, що містить
продукти взаємодії компонентів –
сольвати (для водних розчинів – гідрати).
Гомогенная – отже, однорідна, однофазна.
Візуальною ознакою гомогенності рідких
розчинів є їхня прозорість.

Розчини складаються як мінімум із двох
компонентів: розчинника та розчиняється
речовини.
Розчинник - це той компонент,
кількість якого в розчині, як правило,
переважає, або той компонент, агрегатний
стан якого не змінюється при
утворенні розчину.
Вода
Рідкі

Розчиненою речовиною є
компонент, взятий у нестачі, або
компонент, агрегатний стан якого
змінюється під час утворення розчину.
Тверді солі
Рідкі

Компоненти розчинів зберігають свої
унікальні властивості і не вступають у
хімічні реакції між собою з
утворенням нових з'єднань,
.
АЛЕ
розчинник і розчинена речовина, утворюючи
розчини, що взаємодіють. Процес
взаємодії розчинника та розчиненого
речовини називається сольватацією (якщо
розчинником є вода – гідратацією).
Внаслідок хімічної взаємодії
розчиненої речовини з розчинником
утворюються більш менш стійкі
комплекси, характерні тільки для розчинів,
які називають сольватами (або гідратами).

Ядро сольвата утворює молекула, атом або
іон розчиненої речовини, оболонку –
молекули розчинника.

Декілька розчинів однієї і тієї ж речовини будуть
містити сольвати зі змінною кількістю молекул
розчинника в оболонці. Це залежить від кількості
розчиненої речовини та розчинника: якщо розчиненого
речовини мало, а розчинника багато, то сольват має
насичену сольватну оболонку; якщо розчиненого
речовини багато – розріджену оболонку.
Змінність складу розчинів одного і того ж
речовини прийнято показувати відмінностями у їх концентрації
Неконцентрований
розчин
Концентрований
розчин

Сольвати (гідрати) утворюються за рахунок
донорно-акцепторного, іон-дипольного
взаємодії або за рахунок водневих
зв'язків.
Особливо схильні до гідратації іони (як
заряджені частки).
Багато сольватів (гідратів) є
неміцними та легко розкладаються. Однак у
ряді випадків утворюються міцні
з'єднання, які можна виділити з
розчину тільки у вигляді кристалів,
містять молекули води, тобто. у вигляді
кристалогідратів.

Розчинення як фізико-хімічний процес

Процес розчинення (за своєю суттю фізичний процес
дроблення речовини) внаслідок утворення сольватів
(гідратів) може супроводжуватися такими явищами
(характерними для хімічних процесів):
поглинанням
зміною
чи виділенням тепла;
обсягу (внаслідок освіти
водневих зв'язків);

виділенням
газу або випаданням осаду (в результаті
гідролізу, що відбувається);
зміною кольору розчину щодо кольору
розчинної речовини (в результаті утворення
аквакомплексів) та ін.
свіжоприготовлений розчин
(смарагдового кольору)
розчин через деякий час
(сіро-синьо-зеленого кольору)
Ці явища дозволяють віднести процес розчинення до
комплексного, фізико-хімічного процесу.

Класифікації розчинів

1. За агрегатним станом:
- Рідкі;
- тверді (багато сплавів металів,
скла).

2. За кількістю розчиненої речовини:
- ненасичені розчини: у них розчиненого
речовини менше, ніж може розчинити
даний розчинник при нормальних
умовах (25◦С); до них відносяться більшість
медичних та побутових розчинів. .

- насичені розчини – це розчини,
яких розчиненої речовини стільки,
скільки може розчинити даний
розчинник за нормальних умов.
Ознакою насиченості розчинів
є їх нездатність розчиняти
додатково введена в них кількість
розчинної речовини.
До таких розчинів належать:
води морів та океанів,
рідини людської
організму.

- пересичені розчини – це розчини,
яких розчинної речовини більше, ніж
може розчинити розчинник при
нормальних умов. Приклади:
газовані напої, цукровий сироп.

Пересичені розчини утворюються
тільки в екстремальних умовах: за
високій температурі (цукровий сироп) або
високому тиску (газовані напої).

Пересичені розчини нестійкі та
при поверненні до нормальних умов
«старіють», тобто. розшаровуються. Надлишок
розчиненої речовини кристалізується або
виділяється у вигляді бульбашок газу
(Повертається в початкове агрегатне
стан).

3. За типом утворених сольватів:
-іонні розчини-розчинна речовина
розчиняється до іонів.
-Такі розчини утворюються за умови
полярності розчиняється речовини та
розчинника та надмірності останнього.

Іонні розчини досить стійкі до
розшарування, а також здатні проводити
електричний струм (є провідниками
електричного струму ІІ роду)

- молекулярні розчини – розчинне
речовина розпадається лише до молекул.
Такі розчини утворюються за умови:
- розбіжності полярностей
розчиненої речовини та розчинника
або
- полярності розчиненої речовини та
розчинника, але недостатності
останнього.
Молекулярні розчини менш стійкі
і не здатні проводити електричний струм

Схема будови молекулярного сольвату
приклад розчинного білка:

Чинники, що впливають на процес розчинення

1. Хімічна природа речовини.
Безпосередній вплив на процес
розчинення речовин надає полярність їх
молекул, що описується правилом подібності:
подібне розчиняється у подібному.
Тому речовини з полярними молекулами
добре розчиняються в полярних
розчинниках і погано в неполярних та
навпаки.

2. Температура.
Для більшості рідких та твердих речовин
характерно збільшення розчинності при
підвищення температури.
Розчинність газів у рідинах з
підвищенням температури зменшується, а з
зниженням – збільшується.

3. Тиск. З підвищенням тиску
розчинність газів у рідинах
збільшується, і з зниженням –
зменшується.
На розчинність рідких та твердих
речовин зміна тиску впливає.

Способи вираження концентрації розчинів

Існують різні способи
виразу складу розчину. Найчастіше
використовуються такі, як масова частка
розчиненої речовини, молярна та
масова концентрація.

Масова частка розчиненої речовини

Це безрозмірна величина, що дорівнює відношенню
маси розчиненої речовини до загальної маси
розчину:
w% =
речовини
m розчину
´100%
Наприклад, 3%-ний спиртовий розчин йоду
містить 3г йоду в 100г розчину або 3г йоду в 97г
спирту.

Молярна концентрація

Показує, скільки моль розчиненого
речовини міститься в 1 літрі розчину:
СМ =
nречовини
VМ
розчину
=
речовини
Vречовини ´
розчину
Мовлення - молярна маса розчиненого
речовини (г/моль).
Одиницею виміру даної концентрації
є моль/л (М).
Наприклад, 1М розчин Н2SO4 - це розчин,
містить в 1 літрі 1 моль (або 98г) сірчаної

Масова концентрація

Вказує на масу речовини, що знаходиться
в одному літрі розчину:
С=
твещества
V розчину
Одиниця виміру – г/л.
Даним способом часто оцінюють склад
природних та мінеральних вод.

Теорія
електролітичної
дисоціації

ЕД – це процес розпаду електроліту на іони
(заряджені частинки) під дією полярного
розчинника (води) з утворенням розчинів,
здатних проводити електричний струм.
Електроліти – це речовини, здатні
розпадатися на іони.

Електролітична дисоціація

Електролітична дисоціація викликається
взаємодією полярних молекул розчинника з
частинками речовини, що розчиняється. Це
взаємодія призводить до поляризації зв'язків,
внаслідок чого утворюються іони за рахунок
«ослаблення» та розриву зв'язків у молекулах
розчинної речовини. Перехід іонів у розчин
супроводжується їх гідратацією:

Електролітична дисоціація

Кількісно ЕД характеризується ступенем
дисоціації (?); вона висловлює ставлення
продісоційованих молекул на іони до
загальному числу молекул, розчинених у розчині
(Змінюється від 0 до 1.0 або від 0 до 100%):
n
a = ´100%
N
n – продісоційовані на іони молекули,
N – загальна кількість молекул, розчинених у
розчині.

Електролітична дисоціація

Характер іонів, що утворюються під час дисоціації
електролітів – різний.
У молекулах солей при дисоціації утворюються
катіони металу та аніони кислотного залишку:
Na2SO4 ↔ 2Na+ + SO42Кислоти дисоціюють з утворенням іонів Н+:
HNO3 ↔ H+ + NO3Підстави дисоціюють з утворенням іонів ОН-:
KOH ↔ K+ + OH-

Електролітична дисоціація

За ступенем дисоціації всі речовини можна
розділити на 4 групи:
1. Сильні електроліти (α>30%):
луги
(Добре розчинні у воді основи
металів IA групи - NaOH, KOH);
одноосновні
кислоти та сірчана кислота (НСl, HBr, HI,
НNО3, НСlO4, Н2SO4(розб.));
все
розчинні у воді солі.

Електролітична дисоціація

2. Середні електроліти (3%<α≤30%):
кислоти
- H3PO4, H2SO3, HNO2;
двоосновні,
розчинні у воді основи –
Mg(OH)2;
розчинні
у воді солі перехідних металів,
вступають у процес гідролізу з розчинником –
CdCl2, Zn(NO3)2;
солі
органічних кислот – CH3COONa.

Електролітична дисоціація

3. Слабкі електроліти (0,3%<α≤3%):
нижчі
органічні кислоти (CH3COOH,
C2H5COOH);
деякі
розчинні у воді неорганічні
кислоти (H2CO3, H2S, HCN, H3BO3);
майже
всі малорозчинні у воді солі та основи
(Ca3(PO4)2, Cu(OH)2, Al(OH)3);
гідроксид
вода.
амонію - NH4OH;

Електролітична дисоціація

4. Неелектроліти (α≤0,3%):
нерозчинні
більшість
у воді солі, кислоти та основи;
органічних сполук (як
розчинних, так і нерозчинних у воді)

Електролітична дисоціація

Одна і та ж речовина може бути як сильною,
і слабким електролітом.
Наприклад, хлорид літію та іодид натрію, що мають
іонні кристалічні грати:
при розчиненні у воді поводяться як типові
сильні електроліти,
при розчиненні в ацетоні або оцтовій кислоті
є слабкими електролітами зі ступенем
дисоціації менше одиниці;
у «сухому» вигляді виступають неелектролітами.

Іонний добуток води

Вода, хоч і є слабким електролітом, частково дисоціює:
H2O + H2O ↔ H3O+ + OH− (правильний, науковий запис)
або
H2O ↔ H+ + OH− (скорочений запис)
У чистій воді концентрація іонів при н.у. завжди постійна
і дорівнює:
ІП = × = 10-14 моль/л
Оскільки в чистій воді = , то = = 10-7 моль/л
Отже, іонний добуток води (ІП) – це добуток концентрацій
іонів водню Н+ та іонів гідроксилу OH− у воді.

Іонний добуток води

При розчиненні у воді будь-якого
речовини рівність концентрацій іонів
= = 10-7 моль/л
може порушуватись.
Тому, іонний добуток води
дозволяє визначити концентрації та
будь-якого розчину (тобто визначити
кислотність чи лужність середовища).

Іонний добуток води

Для зручності подання результатів
кислотності/лужності середовища користуються
не абсолютними значеннями концентрацій, а
їх логарифмами – водневим (рН) та
гідроксильним (pOH) показниками:
+
pH = - lg [H]
-
pOH = - lg

Іонний добуток води

У нейтральному середовищі = = 10-7 моль/л і:
pH = - lg(10-7) = 7
При додаванні до води кислоти (іонів H+),
концентрація іонів OH- падатиме. Тому, при
pH< lg(< 10-7) < 7
середовище буде кислим;
При додаванні до води лугу (іонів OH−) концентрація
буде більше 10-7 моль/л:
-7
pH > lg(> 10) > 7
, А середа буде лужною.

Водневий показник. Індикатори

Для визначення рН використовують кислотно-основні
індикатори – речовини, що змінюють свій колір у
залежно від концентрації іонів Н+ та ОН-.
Одним із найвідоміших індикаторів є
універсальний індикатор, що фарбується при
надлишку Н+ (тобто в кислому середовищі) у червоний колір, при
надлишку ВІН- (тобто в лужному середовищі) - в синій і
має в нейтральному середовищі жовто-зелене забарвлення:

Гідроліз солей

Слово «гідроліз» буквально означає «розкладання
водою».
Гідроліз – це процес взаємодії іонів
розчиненої речовини з молекулами води з
освітою слабких електролітів.
Оскільки слабкі електроліти виділяються у вигляді
газу, випадають в осад або існують в розчині
недисоційованому вигляді, то гідроліз можна
вважати хімічною реакцією розчиненої речовини
з водою.

1. Для полегшення написання рівнянь гідролізу
всі речовини ділять на 2 групи:
електроліти (сильні електроліти);
неелектроліти (середні та слабкі електроліти та
неелектроліти).
2. Гідролізу не піддаються кислоти та
підстави, оскільки продукти їх гідролізу не
відрізняються від вихідного складу розчинів:
Na-OH + H-OH = Na-OH + H-OH
H-NO3 + H-OH = H-NO3 + H-OH

Гідроліз солей. Правила написання

3. Для визначення повноти гідролізу та рН
розчину записують 3 рівняння:
1) молекулярне - всі речовини представлені в
вигляді молекул;
2) іонне - всі речовини, здатні до дисоціації
записуються в іонному вигляді; у цьому ж рівнянні
зазвичай виключаються вільні однакові іони з
лівої та правої частин рівняння;
3) підсумкове (або результуюче) – містить
результат «скорочення» попереднього рівняння.

Гідроліз солей

1. Гідроліз солі, утвореної сильним
основою та сильною кислотою:
Na+Cl- + H+OH- ↔ Na+OH- + H+ClNa+ + Cl- + H+OH- ↔ Na+ + OH- + H+ + ClH+OH- ↔ OH- + H+
Гідроліз не йде, середовище розчину нейтральне (т.к.
концентрація іонів OH-і H+ однакова).

Гідроліз солей

2. Гідроліз солі, утвореної сильною основою та
слабкою кислотою:
C17H35COO-Na+ + H+OH- ↔ Na+OH- + C17H35COO-H+
C17H35COO- + Na+ + H+OH- ↔ Na+ + OH- + C17H35COO-H+
C17H35COO- + H+OH- ↔ OH- + C17H35COO-H+
Гідроліз частковий, по аніону, середовище розчину лужне

OH-).

Гідроліз солей

3. Гідроліз солі, утвореної слабкою основою та
сильною кислотою:
Sn+2Cl2- + 2H+OH- ↔ Sn+2(OH-)2 ↓+ 2H+ClSn+2 + 2Cl- + 2H+OH- ↔ Sn+2(OH-)2 + 2H+ + 2ClSn+2 + 2H +OH- ↔ Sn+2(OH-)2 + 2H+
Гідроліз частковий, по катіону, середовище розчину кисле
(т.к. у розчині у вільному вигляді залишається надлишок іонів
H+).

Гідроліз солей

4. Гідроліз солі, утвореної слабкою основою та слабкою
кислотою:
Спробуємо отримати реакції обміну сіль ацетату алюмінію:
3CH3COOH + AlCl3 = (CH3COO)3Al + 3HCl
Однак, у таблиці розчинності речовин у воді такого
речовини немає. Чому? Тому що воно вступає в процес
гідролізу з водою, що міститься у вихідних розчинах
CH3COOH та AlCl3.
(CH3COO)-3Al+3+ 3H+OH- = Al+3(OH-)3 ↓+ 3CH3COO-H+
3CH3COO-+ Al+3 + 3H+OH- = Al+3(OH-)3 ↓+ 3CH3COO-H+
Гідроліз повний, необоротний, середовище розчину визначається
електролітичною силою продуктів гідролізу.

Це гомогенні (однорідні) системи, які з двох і більше компонентів і продуктів взаємодії.

Точне визначення розчину (1887 Д.І. Менделєєв)

Розчин- гомогенна (однорідна) система, що складається з

частинок розчиненого

речовини, розчинника

та продуктів

їх взаємодії.

Розчини поділяються:

Молекулярні – водні розчини неелектролітів

(Спиртовий розчин йоду, розчин глюкози).

Молекулярно-іонні – розчини слабких електролітів

(Азотіста та вугільна кислоти, аміачна вода).

3. Іонні розчини – розчини електролітів.

1г Практично нерозчинні S" width="640"

Розчинність –

властивість речовини розчинятися у воді чи іншому розчині.

Коефіцієнт розчинності(S) – максимальне число г речовини, яка може розчинитись у 100г розчинника при даній температурі.

Речовини.

Мало розчинні

S = 0,01 - 1 г

Добре розчинні

Практично нерозчинні

Вплив різних факторів на розчинність.

Температура

Тиск

Розчинність

Природа розчинених речовин

Природа розчинника

Розчинність рідин у рідинахдуже складним чином залежить від їхньої природи.

Можна виділити три типи рідин, що відрізняються здатністю до взаємного розчинення.

Фактично незмішувані рідини, тобто. не здатні до утворення взаємних розчинів(наприклад, Н 2 0 і Hg, Н 2 0 і 6 Н 6).

2) Рідини, що змішуються у будь-яких співвідношеннях, тобто з необмеженою взаємною розчинністю(наприклад, Н 2 0 і С 2 Н 5 ВІН, Н 2 0 і СН 3 СООН).

3) Рідини з обмеженою взаємною розчинністю(Н 2 0 і З 2 Н 5 ОС 2 Н 5 Н 2 0 і C 6 H 5 NH 2).

Істотний вплив тиск надає лише розчинність газів.

Причому якщо між газом та розчинником не виникає хімічної взаємодії, то згідно

закону Генрі розчинність газу при постійній температурі прямо пропорційна його тиску над розчином

Способи вираження складу розчинів 1. частки 2. Концентрації

Масова частка розчиненої речовини у розчині- Відношення маси розчиненої речовини до маси розчину. (частки одиниці/відсотки)

Концентрація розчину –

Молярність- Число молей розчиненої речовини в 1 л розчину.

ʋ - кількість речовини (моль);

V – об'єм розчину (л);

Еквівалентна концентрація (нормальність) –кількість еквівалентів розчиненої речовини в 1л розчину.

екв. - кількість еквівалентів;

V – об'єм розчину, л.

Вираз концентрацій розчинів.

Моляльна концентрація (моляльність)- Число молей розчиненої речовини на 1000 г розчинника.