I. Классификация веществ с позиции ТЭД. С позиции представлений об ЭД вещества можно разделить на две группы: электролиты и неэлектролиты.
II. ЭД. Ионы. 1. Кислоты, соли, основания, растворимые в воде, подвергаются в водном растворе ЭД, т.е. распадаются на ионы. НСl → Н+ + Сl- NaOH → Na+ + OH- KNO3 → K+ + NO3-
2. Ионы водорода и металлов имеют положительный заряд, число положительных зарядов совпадает с валентностью атомов соответствующих химических элементов. Гидроксид-ионы и ионы кислотных остатков имеют отрицательный заряд. Число отрицательных зарядов совпадает с валентностью кислотных остатков (определяется по числу недостающих атомов водорода в соответствующей кислоте).
3. Ионы хаотически движутся в растворе электролита. Под действие электрического тока положительно заряженные ионы (катионы) движутся к катоду – отрицательно заряженному электроду. Отрицательно заряженные ионы (анионы) движутся к аноду – положительно заряженному электроду.
4. Свойства ионов и атомов различны, поскольку различны их состав и строение.
III. 1. Количественная характеристика диссоциации – степень ЭД α (альфа), которая показывает, какая часть растворенных частиц (в долях единиц или в процентах) находится в растворе в виде ионов. Электролиты можно классифицировать на сильные (полностью переходят в раствор в виде ионов) и слабые (в водном растворе содержится значительное число ионов).
2. В растворах слабых электролитов (α < 3%) молекул значительно больше, чем ионов. При разбавлении таких растворов число ионов увеличивается, равновесие диссоциации смещается вправо. Сильные электролиты в водных растворах практически полностью диссоциированы, поэтому ионов в их растворах больше, чем в растворах слабых электролитов той же концентрации (α ~ 100%). Сила электролита влияет на его активность в химических реакциях: чем сильнее электролит, тем выше его активность. Электролитическая проводимость растворов электролитов прямо пропорциональная общей концентрации ионов в растворе.
IV. Между растворами электролитов возможны реакции ионного обмена, которые протекают до конца, если изменяется ионный состав раствора, т.е. если образуется осадок или слабый электролит.
V. 1. Гидратация ионов на поверхности кристалла (соли, щелочи) → разрыв химической связи в кристалле → переход гидратированных ионов в раствор;
2. Гидратация полярных молекул соединений (кислот) → переход ковалентной полярной связи в ионную → разрыв химической связи → переход гидратированных ионов в раствор. | I. Вещества  Растворы проводят Растворы не проводят электрический ток электрический ток 
Электролиты Неэлектролиты 
Имеют ИС и КПС Имеют КНС или  малополярные связи 
Щелочи, растворимые Многие органические кислоты и соли вещества нерастворимые кис- лоты, соли, основа- ния, простые в-ва
В растворе – ионы В растворе ионов практически нет
II. 1 электролит | катион | анион | кислота | Н+ (Н3О+) | кислотный остаток | основание | Меn+ | ОН- | соль | Меn+ | кислотный остаток | амфолит (Н2О) | Н+ (Н3О+) | ОН- |
2. H+ (H(I)), Ca2+ (Ca(II)), Al3+(Al(III)) и др. OH-(HOH(I)), Cl-(HCl(I)), SO2-4(H2SO4(II)), PO3-4(H3PO4(III)) и др.
 
3. Катод (-) ← H+ Cl- → Анод(+) ← Na+ OH- → ← K+ NO-3 → Катионы Анионы
4. Смотри стр. 31, табл. 3 учебника.
1. Электролиты
α = n/N; n – число распавшихся молекул N – общее число растворенных молекул 0 – 1 (0 – 100%) | Сильные α ~ 100% Кислоты: H2SO4, HNO3, HCl, HBr, HI, HClO4 Щелочи и растворимые соли. Средней силы. 3% < α < 30% H3PO4 Слабые α < 2% Большинство неорганических кислот: HF, HNO2, HClO, H2CO3, CH3COOH, а также NH3·H2O |
2 Слабый электролит.
CH3COOH H+ + CH3COO-;  В растворе молекул больше, чем ионов 2 CH3COOH + Zn = H2↑ Слабое выделение H2↑ Сильный электролит HCl → H+ + Cl- В растворе содержатся практически только ионы 2HCl + Zn = H2↑ + ZnCl2 Бурное выделение H2↑
IV.Раствор электролита1 + Раствор электролита 2 ↓ Изменение ионного состава раствора Осадок Слабый электролит BaSO4↓ H2O, CO2↑
V. 
|
Комментарии
Полезный сайт
Сайт действительно полезный. Нашла много видеоуроков по иностранным языкам.Спасибо, Наталия Алексеевна.