Uzmanību! Vietnes administrācijas vietne nav atbildīga par metodiskās izstrādes saturu, kā arī par federālā valsts izglītības standarta izstrādes atbilstību.

Autore - Sevostjanova Ludmila Nikolajevna, 3. vidusskolas pašvaldības autonomās izglītības iestādes augstākās kvalifikācijas kategorijas ķīmijas skolotāja. Ilinogorska, Volodarskas pašvaldības rajons, Ņižņijnovgorodas apgabals

Projekta priekšmeta satura apzīmējums. Studenti gūst izpratni par šķīšanu kā fizikālu un ķīmisku procesu, hidrātu un kristālisko hidrātu jēdzienu, šķīdību, šķīdības līknes, kā šķīdināšanas atkarības no temperatūras modeli, piesātinātiem, pārsātinātiem un nepiesātinātiem šķīdumiem. Izdarīt secinājumus par risinājumu nozīmi dabai un lauksaimniecībai.

Metodiskās izstrādes pamatā ir vispārējās pamatizglītības ķīmijā programma, O.S.Gabrijana izglītības un metodiskais komplekss “Ķīmija. 8.-11.klase (Darba programmas. Ķīmija 8.-11.klase: mācību līdzeklis/sastādītājs G.M. Paldjajevs. – 2.red., stereotips. M.: Bustard, 2013). Šis koncentriskais kurss atbilst federālajam valsts vispārējās pamatizglītības standartam, ir apstiprināts Krievijas Izglītības akadēmijā un Krievijas Zinātņu akadēmijā, tam ir zīmogs “Ieteicams” ​​un tas ir iekļauts federālajā mācību grāmatu sarakstā.

Darba programmā 8. klasei saskaņā ar spēkā esošo Pamatizglītības programmu ķīmijas apmācība ir paredzēta 2 stundas nedēļā.

nodaļa. Izšķīšana. Risinājumi. Elektrolītu īpašības.

Priekšmets.Šķīdība. Vielu šķīdība ūdenī.

Šī mācību priekšmeta satura iespējamības pamatojums studentu projektu/pētniecisko pasākumu organizēšanai. Organizējot pētniecības pasākumus, veidojiet priekšstatu par izšķīšanu kā fizisku un ķīmisku procesu. Balstoties uz zināšanām un prasmēm, kas iegūtas, aktīvi meklējot un patstāvīgi risinot problēmu, studenti mācās izveidot starpdisciplināras un cēloņu-seku attiecības.

Tāpat šis projekts, kura mērķis ir veidot izpratni par fizikālo un ķīmisko šķīdināšanas procesu, pētot dažādu vielu šķīdību dažādos apstākļos, nodrošina ilgtspējīgas intereses veidošanos par ķīmiju.

Projekta nosaukums: “Risinājumi. Vielu šķīdība ūdenī."

Problēmsituācijas apraksts, problēmas definīcija un projekta moduļa mērķis. Skolotājs organizē skolēnu darbības, lai identificētu un formulētu problēmu, aicinot skolēnus veikt mini-pētījumu “Kālija permanganāta un sērskābes ūdens šķīdumu sagatavošana”. Eksperimentu laikā skolēni atzīmē, ka vielu šķīšanas procesā tiek novērotas gan fizikālas, gan ķīmiskas parādības pazīmes.

Skolēni un skolotājs formulē pretrunu.

Pretruna:Šķīdināšanas procesā var novērot fizikālo parādību pazīmes, no vienas puses, un ķīmiskās parādības, no otras puses.

Problēma: Vai “šķīdināšanas” process ir ķīmisks vai fizikāls process? Vai ir iespējams ietekmēt šo procesu?

Projekta produkta/rezultāta apraksts ar vērtēšanas kritērijiem.

Projekta moduļa mērķis: pierādīt šķīdināšanas procesa būtību un izskaidrot šķīdības atkarību no dažādiem faktoriem, izveidojot mentālo karti “Vielu šķīdība ūdenī”.

Projekta produkts: mentālā karte “Vielu šķīdība ūdenī”.

Mentālā karte ir materiāls, kas ir sistematizēts un parādīts vizuālā formā. Centrā pierakstīta projekta tēma “Vielu šķīdība”. Studenti tiek aicināti formulēt secinājumus, pamatojoties uz veikto mini pētījumu un radoši sakārtot tos vairākos blokos:

Katrs pāra individuālais projekta produkts tiek vērtēts pēc šādiem kritērijiem.

• Estētiskais dizains
• Strukturālā projektēšana
• Loģisks dizains
• redzamība

• 1 punkts – daļēji uzrādīts

Rezultāts "5" - 15-14 punkti

Rezultāts “4” - 13-11 punkti

Rezultāts "3" - 10-7 punkti

Rezultāts “2” - mazāk par 7 punktiem

Projekta īstenošanai nepieciešamā mācību stundu kopējā apjoma noteikšana un sadalījums pa skolēnu projekta aktivitāšu posmiem, norādot skolotāja un skolēnu rīcību.

Projekta modulis ietver 3 nodarbības (3 stundas no projekta moduļa tiek īstenotas par 1 stundu, kas tiek atvēlēta tēmas "Risinājumi. Vielu šķīdība" apguvei un 2 stundas uz rezerves laika rēķina):

Dizaina moduļa, studentu darbību un skolotāju darbību soli pa solim apraksts.

Projekta starpproduktu apraksts un izmantoto mājasdarbu apraksts (didaktiskais atbalsts projekta modulim).

Pirmajā nodarbībā skolotājs pārbauda iepriekš apgūtas tēmas meistarības līmeni, iesaka mutiski izpildīt uzdevumu zināšanu atjaunošanai - Skatoties “klusuma” režīmā zibatmiņas video “Ķīmisko reakciju pazīmes”, Materiāls no vienotās kolekcijas. Centrālais izglītības centrs

Pamatojoties uz pirmās nodarbības darba rezultātiem, skolēni saņem starpproduktus: referātus par mini-pētījumu Nr.1 ​​“Kālija permanganāta, koncentrētas sērskābes un bezūdens vara sulfāta šķīdināšanas procesu novērojumi”, Nr.2 Ietekmes novērojumi. izšķīdušās vielas īpašības uz šķīdināšanas procesu, Nr.3 “Šķīdinātāja rakstura ietekmes uz šķīdināšanas procesu novērojumi”, Nr.4 “Temperatūras ietekmes uz šķīdināšanas procesu novērojumi”

Skolēni mājās saņem šādu uzdevumu: apgūst 34. rindkopu, izpilda uzdevumu darba burtnīcā I daļas 34. tēmā, izmantojot interneta avotu, atlasa ilustrācijas par tēmām “Risinājumu nozīme un izmantošana”, “Risinājumu klasifikācija”.

Otrajā nodarbībā skolēni izstrādā dizaina izstrādājumu atbilstoši projektēšanas uzdevumiem. Līdz nodarbības beigām katra grupa sastāda domu karti. Pēc otrās nodarbības skolēni saņem mājasdarbu: pabeigt projekta pusproduktu un sagatavot par to mini runu, ieskaitot sagatavošanos projektam un tā realizācijai.

Pēc trešās nodarbības skolēni saņem mājasdarbu: sagatavo referātu par risinājumu izmantošanu ikdienā, lauksaimniecībā vai medicīnā.

Risinājums ir termodinamiski stabila homogēna (vienfāzes) sistēma ar mainīgu sastāvu, kas sastāv no divām vai vairākām sastāvdaļām (ķimikālijām). Sastāvdaļas, kas veido šķīdumu, ir šķīdinātājs un izšķīdināta viela. Parasti šķīdinātāju uzskata par sastāvdaļu, kas tīrā veidā eksistē tādā pašā agregācijas stāvoklī kā iegūtais šķīdums (piemēram, sāls ūdens šķīduma gadījumā šķīdinātājs, protams, ir ūdens ). Ja abas sastāvdaļas pirms šķīdināšanas bija vienā agregācijas stāvoklī (piemēram, spirts un ūdens), tad par šķīdinātāju tiek uzskatīta tā sastāvdaļa, kura ir lielākā daudzumā.

Šķīdumi ir šķidri, cieti un gāzveida.

Šķidrie šķīdumi ir sāļu, cukura, spirta šķīdumi ūdenī. Šķidrie šķīdumi var būt ūdens vai bezūdens šķīdumi. Ūdens šķīdumi ir šķīdumi, kuros šķīdinātājs ir ūdens. Neūdens šķīdumi ir šķīdumi, kuros šķīdinātāji ir organiski šķidrumi (benzols, spirts, ēteris utt.). Cietie šķīdumi ir metālu sakausējumi. Gāzveida šķīdumi - gaiss un citi gāzu maisījumi.

Izšķīšanas process. Šķīdināšana ir sarežģīts fizikāls un ķīmisks process. Fizikālā procesa laikā izšķīdušās vielas struktūra tiek iznīcināta un tās daļiņas tiek sadalītas starp šķīdinātāja molekulām. Ķīmiskais process ir šķīdinātāja molekulu mijiedarbība ar izšķīdušās vielas daļiņām. Šīs mijiedarbības rezultātā solvāti. Ja šķīdinātājs ir ūdens, iegūtos solvātus sauc hidratē. Solvātu veidošanās procesu sauc par solvāciju, hidrātu veidošanās procesu sauc par hidratāciju. Iztvaicējot ūdens šķīdumus, veidojas kristāliski hidrāti - tās ir kristāliskas vielas, kas satur noteiktu skaitu ūdens molekulu (kristalizācijas ūdens). Kristālisko hidrātu piemēri: CuSO 4 . 5H 2 O – vara (II) sulfāta pentahidrāts; FeSO4 . 7H 2 O – dzelzs (II) sulfāta heptahidrāts.

Fiziskais izšķīšanas process notiek ar absorbcija enerģija, ķīmiskā - ar izceļot. Ja vielas struktūras iznīcināšanas laikā hidratācijas (solvatācijas) rezultātā izdalās vairāk enerģijas nekā tiek absorbēts, tad izšķīšana ir eksotermisks process. Enerģija atbrīvojas, izšķīdinot NaOH, H 2 SO 4, Na 2 CO 3, ZnSO 4 un citas vielas. Ja vielas struktūras iznīcināšanai nepieciešams vairāk enerģijas, nekā izdalās hidratācijas laikā, tad šķīdināšana ir endotermisks process. Enerģijas absorbcija notiek, kad ūdenī izšķīdina NaNO 3, KCl, NH 4 NO 3, K 2 SO 4, NH 4 Cl un dažas citas vielas.

Tiek saukts enerģijas daudzums, kas izdalās vai absorbēts šķīšanas laikā šķīšanas termiskais efekts.

Šķīdība viela ir tās spēja sadalīties citā vielā atomu, jonu vai molekulu veidā, veidojot termodinamiski stabilu mainīga sastāva sistēmu. Šķīdības kvantitatīvā īpašība ir šķīdības koeficients, kas parāda, kādu maksimālo vielas masu var izšķīdināt 1000 vai 100 g ūdens noteiktā temperatūrā. Vielas šķīdība ir atkarīga no šķīdinātāja un vielas īpašībām, no temperatūras un spiediena (gāzēm). Cieto vielu šķīdība parasti palielinās, palielinoties temperatūrai. Gāzu šķīdība samazinās, palielinoties temperatūrai, bet palielinās, palielinoties spiedienam.

Pamatojoties uz to šķīdību ūdenī, vielas iedala trīs grupās:

1. Labi šķīstošs (r.). Vielu šķīdība ir lielāka par 10 g 1000 g ūdens. Piemēram, 2000 g cukura izšķīst 1000 g ūdens vai 1 litrā ūdens.

2. Nedaudz šķīstošs (m.). Vielu šķīdība ir no 0,01 g līdz 10 g 1000 g ūdens. Piemēram, 2 g ģipša (CaSO 4 . 2 H 2 O) izšķīst 1000 g ūdens.

3. Praktiski nešķīstošs (n.). Vielu šķīdība ir mazāka par 0,01 g 1000 g ūdens. Piemēram, 1000 g ūdens 1,5 . 10-3 g AgCl.

Vielām izšķīstot, var veidoties piesātināti, nepiesātināti un pārsātināti šķīdumi.

Piesātināts šķīdums ir šķīdums, kas noteiktos apstākļos satur maksimālo izšķīdušās vielas daudzumu. Pievienojot vielu šādam šķīdumam, viela vairs nešķīst.

Nepiesātināts šķīdums- šķīdums, kas noteiktos apstākļos satur mazāk izšķīdušās vielas nekā piesātināts šķīdums. Pievienojot vielu šādam šķīdumam, viela joprojām izšķīst.

Dažreiz ir iespējams iegūt šķīdumu, kas noteiktā temperatūrā satur vairāk izšķīdušās vielas nekā piesātināts šķīdums. Šādu risinājumu sauc par pārsātinātu. Šo šķīdumu sagatavo, rūpīgi atdzesējot piesātināto šķīdumu līdz istabas temperatūrai. Pārsātinātie šķīdumi ir ļoti nestabili. Vielas kristalizāciju šādā šķīdumā var izraisīt ar stikla stienīti berzējot trauka, kurā atrodas šķīdums, sienas. Šo metodi izmanto, veicot dažas kvalitatīvas reakcijas.

Vielas šķīdību var izteikt arī ar tās piesātinātā šķīduma molāro koncentrāciju (2.2. sadaļa).

Šķīdības konstante. Apskatīsim procesus, kas rodas slikti šķīstošā, bet stiprā bārija sulfāta BaSO 4 elektrolīta mijiedarbības laikā ar ūdeni. Ūdens dipolu ietekmē Ba 2+ un SO 4 2 - joni no BaSO 4 kristāliskā režģa pāries šķidrā fāzē. Vienlaikus ar šo procesu kristāla režģa elektrostatiskā lauka ietekmē atkal tiks nogulsnēts daļa no Ba 2+ un SO 4 2 - jonu (3. att.). Pie noteiktas temperatūras heterogēnajā sistēmā beidzot tiks izveidots līdzsvars: šķīšanas procesa ātrums (V 1) būs vienāds ar nokrišņu procesa ātrumu (V 2), t.i.

BaSO 4 ⇄ Ba 2+ + SO 4 2 -

ciets šķīdums

Rīsi. 3. Piesātināts bārija sulfāta šķīdums

Šķīdumu līdzsvarā ar cieto fāzi BaSO 4 sauc bagāts attiecībā pret bārija sulfātu.

Piesātināts šķīdums ir līdzsvara neviendabīga sistēma, kuru raksturo ķīmiskā līdzsvara konstante:

, (1)

kur a (Ba 2+) ir bārija jonu aktivitāte; a(SO 4 2-) – sulfātjonu aktivitāte;

a (BaSO 4) – bārija sulfāta molekulu aktivitāte.

Šīs frakcijas saucējs - kristāliskā BaSO 4 aktivitāte - ir nemainīga vērtība, kas vienāda ar vienotību. Divu konstantu reizinājums dod jaunu konstanti, ko sauc termodinamiskās šķīdības konstante un apzīmē K s °:

К s° = a(Ba 2+) . a(SO42-). (2)

Šo daudzumu iepriekš sauca par šķīdības produktu un apzīmēja ar PR.

Tādējādi vāji šķīstoša stipra elektrolīta piesātinātā šķīdumā tā jonu līdzsvara aktivitāšu reizinājums ir nemainīga vērtība noteiktā temperatūrā.

Ja pieņemam, ka piesātinātā vāji šķīstošā elektrolīta šķīdumā aktivitātes koeficients f~1, tad jonu aktivitāti šajā gadījumā var aizstāt ar to koncentrācijām, jo ​​a( X) = f (X) . AR( X). Termodinamiskās šķīdības konstante K s ° pārvērtīsies koncentrācijas šķīdības konstantē K s:

K s = C(Ba 2+) . C(SO42-), (3)

kur C(Ba 2+) un C(SO 4 2 -) ir Ba 2+ un SO 4 2 - jonu līdzsvara koncentrācijas (mol/l) piesātinātā bārija sulfāta šķīdumā.

Aprēķinu vienkāršošanai parasti izmanto koncentrācijas šķīdības konstanti K s, ņemot f(X) = 1 (2. pielikums).

Ja slikti šķīstošs stiprs elektrolīts disociācijas laikā veido vairākus jonus, tad izteiksme K s (vai K s °) ietver atbilstošās jaudas, kas vienādas ar stehiometriskajiem koeficientiem:

PbCl 2 ⇄ Pb 2+ + 2 Cl - ; K s = C (Pb 2+) . C2 (Cl-);

Ag 3 PO 4 ⇄ 3 Ag + + PO 4 3 - ; K s = C 3 (Ag +) . C (PO 4 3 -).

Kopumā elektrolīta koncentrācijas šķīdības konstantes izteiksme ir A m B n ⇄ m A n++ n B m - ir forma

K s = С m (A n+) . C n (B m -),

kur C ir A n+ un B m jonu koncentrācija piesātinātā elektrolīta šķīdumā mol/l.

K s vērtību parasti izmanto tikai elektrolītiem, kuru šķīdība ūdenī nepārsniedz 0,01 mol/l.

Nokrišņu veidošanās apstākļi

Pieņemsim, ka c ir maz šķīstoša elektrolīta faktiskā jonu koncentrācija šķīdumā.

Ja C m (A n +) . Ar n (B m -) > K s, tad veidosies nogulsnes, jo šķīdums kļūst pārsātināts.

Ja C m (A n +) . C n (B m -)< K s , то раствор является ненасыщенным и осадок не образуется.

Risinājumu īpašības. Tālāk mēs apsvērsim neelektrolītu šķīdumu īpašības. Elektrolītu gadījumā dotajās formulās tiek ievadīts izotoniskais korekcijas koeficients.

Ja šķidrumā ir izšķīdināta negaistoša viela, tad piesātinātā tvaika spiediens virs šķīduma ir mazāks par piesātināta tvaika spiedienu virs tīra šķīdinātāja. Vienlaikus ar tvaika spiediena samazināšanos virs šķīduma tiek novērotas tā viršanas un sasalšanas punktu izmaiņas; Šķīdumu viršanas temperatūras paaugstinās, un sasalšanas temperatūra pazeminās, salīdzinot ar temperatūru, kas raksturīga tīriem šķīdinātājiem.

Šķīduma sasalšanas temperatūras relatīvais samazinājums vai viršanas temperatūras relatīvais pieaugums ir proporcionāls tā koncentrācijai:

∆t = K С m,

kur K ir konstante (krioskopiska vai ebulioskopiska);

С m ir šķīduma molālā koncentrācija, mol/1000 g šķīdinātāja.

Tā kā C m = m/M, kur m ir vielas masa (g) 1000 g šķīdinātāja,

M ir molārā masa, iepriekš minēto vienādojumu var attēlot šādi:

; .

Tādējādi, zinot K vērtību katram šķīdinātājam, uzstādot m un eksperimentāli nosakot ∆t ierīcē, tiek atrasts izšķīdušās vielas M.

Izšķīdušās vielas molāro masu var noteikt, izmērot šķīduma osmotisko spiedienu (π), un aprēķināt, izmantojot Van't Hoff vienādojumu:

; .

Laboratorijas darbi

Šķīdums ir viendabīga sistēma, kas sastāv no divām vai vairākām vielām, kuru saturu var mainīt noteiktās robežās, netraucējot viendabīgumu.

Ūdens risinājumi sastāv no ūdens(šķīdinātājs) un izšķīdusi viela. Vielu stāvokli ūdens šķīdumā, ja nepieciešams, norāda ar apakšindeksu (p), piemēram, KNO 3 šķīdumā - KNO 3 (p).

Bieži tiek saukti risinājumi, kas satur nelielu daudzumu izšķīdušās vielas atšķaidīts un šķīdumi ar augstu izšķīdušo vielu saturu - koncentrēts. Tiek saukts risinājums, kurā iespējama vielas tālāka šķīdināšana nepiesātināts un šķīdums, kurā viela pārstāj šķīst noteiktos apstākļos piesātināts. Pēdējais šķīdums vienmēr ir saskarē (neviendabīgā līdzsvarā) ar neizšķīdinātu vielu (vienu kristālu vai vairāk).

Īpašos apstākļos, piemēram, rūpīgi (bez maisīšanas) atdzesējot karstu nepiesātinātu šķīdumu ciets vielas, kas var veidoties pārsātināts risinājums. Ievadot vielas kristālu, šāds šķīdums tiek sadalīts piesātinātajā šķīdumā un vielas nogulsnēs.

Saskaņā ar risinājumu ķīmiskā teorija D.I. Mendeļejeva, vielas izšķīšanu ūdenī pavada, pirmkārt, ar iznīcināšanaķīmiskās saites starp molekulām (starpmolekulārās saites kovalentajās vielās) vai starp joniem (jonu vielās), un tādējādi vielas daļiņas sajaucas ar ūdeni (kurā tiek iznīcināta arī daļa no ūdeņraža saitēm starp molekulām). Ķīmisko saišu pārraušana notiek ūdens molekulu kustības siltumenerģijas dēļ, un tas notiek izmaksas enerģija siltuma veidā.

Otrkārt, nonākot ūdenī, vielas daļiņas (molekulas vai joni) tiek pakļautas iedarbībai hidratācija. Rezultātā, hidratē– nenoteikta sastāva savienojumi starp vielas daļiņām un ūdens molekulām (pašu vielas daļiņu iekšējais sastāvs šķīstot nemainās). Šis process tiek pavadīts izceļot enerģija siltuma veidā, jo hidrātos veidojas jaunas ķīmiskās saites.

Kopumā risinājums ir vai nu atdziest(ja siltuma patēriņš pārsniedz tā izdalīšanos), vai uzsilst (pretējā gadījumā); dažreiz - ja siltuma padeve un tā izdalīšanās ir vienādas - šķīduma temperatūra paliek nemainīga.

Daudzi hidrāti izrādās tik stabili, ka nesabrūk pat tad, kad šķīdums ir pilnībā iztvaikojis. Tādējādi ir zināmi cietie kristāliskie hidrāti sāļiem CuSO 4 5H 2 O, Na 2 CO 3 10H 2 O, KAl(SO 4) 2 12H 2 O utt.

Vielas saturs piesātinātā šķīdumā plkst T= const kvantitatīvi raksturo šķīdībašī viela. Šķīdību parasti izsaka kā izšķīdušās vielas masu uz 100 g ūdens, piemēram, 65,2 g KBr/100 g H 2 O 20 °C temperatūrā. Tāpēc, ja 100 g ūdens 20 °C temperatūrā pievieno 70 g cietā kālija bromīda, tad 65,2 g sāls nonāks šķīdumā (kas būs piesātināts), un 4,8 g cietā KBr (pārpalikumā) paliks šķīdumā. stikla apakšā.

Jāatceras, ka izšķīdušās vielas saturs iekš bagāts risinājums vienāds, V nepiesātināts risinājums mazāk un iekšā pārsātināts risinājums vairāk tā šķīdība noteiktā temperatūrā. Tādējādi šķīdums, kas sagatavots 20 °C temperatūrā no 100 g ūdens un nātrija sulfāta Na 2 SO 4 (šķīdība 19,2 g/100 g H 2 O), kas satur

15,7 g sāls – nepiesātināts;

19,2 g sāls – piesātināts;

2O.3 g sāls – pārsātināts.

Cieto vielu šķīdība (14. tabula) parasti palielinās, paaugstinoties temperatūrai (KBr, NaCl), un tikai dažām vielām (CaSO 4, Li 2 CO 3) tiek novērots pretējais.

Gāzu šķīdība samazinās, palielinoties temperatūrai, un palielinās, palielinoties spiedienam; piemēram, pie 1 atm spiediena amonjaka šķīdība ir 52,6 (20 °C) un 15,4 g/100 g H 2 O (80 °C), bet 20 °C un 9 atm – 93,5 g/100 g H2O.

Saskaņā ar šķīdības vērtībām izšķir vielas:

– ļoti šķīstošs, kuru masa piesātinātā šķīdumā ir pielīdzināma ūdens masai (piemēram, KBr - 20 °C šķīdība 65,2 g/100 g H 2 O; 4,6 M šķīdums), tie veido piesātinātus šķīdumus, kuru molaritāte ir lielāka par 0,1 M;

– nedaudz šķīstošs, kuru masa piesātinātā šķīdumā ir ievērojami mazāka par ūdens masu (piemēram, CaSO 4 - 20 °C šķīdība 0,206 g/100 g H 2 O; 0,015 M šķīdums), tie veido piesātinātus šķīdumus ar molaritāti 0,1– 0,001 M;

– praktiski nešķīstošs, kuru masa piesātinātā šķīdumā ir niecīga salīdzinājumā ar šķīdinātāja masu (piemēram, AgCl - 20 °C šķīdība 0,00019 g uz 100 g H 2 O; 0,0000134 M šķīdums), tie veido piesātinātus šķīdumus ar molaritāti mazāku par 0,001 miljons

Sastādīts, pamatojoties uz atsauces datiem šķīdības tabula parastās skābes, bāzes un sāļi (15. tabula), kas norāda šķīdības veidu, tiek atzīmētas zinātnei nezināmas (nav iegūtas) vai ar ūdeni pilnībā sadalītas vielas.

Ķīmijas stunda 8. klasē. "____"_____________ 20___

Izšķīšana. Vielu šķīdība ūdenī.

Mērķis. Paplašināt un padziļināt studentu izpratni par risinājumiem un izšķīšanas procesiem.

Izglītības mērķi: noteikt, kas ir risinājums, uzskatīt šķīdināšanas procesu kā fizikālu un ķīmisku procesu; paplašināt savu izpratni par vielu uzbūvi un ķīmiskajiem procesiem, kas notiek šķīdumos; Apsveriet galvenos risinājumu veidus.

Attīstības mērķi: Turpināt attīstīt runas prasmes, novērošanas prasmes un spēju izdarīt secinājumus, pamatojoties uz laboratorijas darbiem.

Mācību mērķi: veidot studentu pasaules uzskatu, pētot šķīdības procesus, jo vielu šķīdība ir svarīgs raksturlielums šķīdumu pagatavošanai sadzīvē, medicīnā un citās nozīmīgās rūpniecības un cilvēku dzīves nozarēs.

Nodarbību laikā.

Kas ir risinājums? Kā sagatavot šķīdumu?

Pieredze Nr.1. Ievietojiet kālija permanganāta kristālu glāzē ūdens. Ko mēs redzam? Uz kādu parādību attiecas izšķīšanas process?

Eksperiments Nr. 2. Ielej mēģenē 5 ml ūdens. Pēc tam pievieno 15 pilienus koncentrētas sērskābes (konc. H2SO4). Ko mēs redzam? (Atbilde: mēģene ir uzkarsusi, notiek eksotermiska reakcija, kas nozīmē, ka izšķīšana ir ķīmisks process).

Pieredze numur 3. Mēģenē ar nātrija nitrātu pievieno 5 ml ūdens. Ko mēs redzam? (Atbilde: mēģene ir kļuvusi vēsāka, notiek endotermiska reakcija, kas nozīmē, ka izšķīšana ir ķīmisks process).

Šķīdināšanas process tiek uzskatīts par fizikāli ķīmisku procesu.

Lappuse 211 aizpildiet tabulu.

Cieto vielu šķīdība ūdenī ir atkarīga no:

Uzdevums: novērot temperatūras ietekmi uz vielu šķīdību.
Izpildes kārtība:
Ielejiet ūdeni (1/3 tilpuma) mēģenēs Nr. 1 un Nr. 2 ar niķeļa sulfātu.
Sildiet mēģeni Nr. 1, ievērojot drošības pasākumus.
Kurā no piedāvātajām mēģenēm Nr.1 ​​vai Nr.2 šķīdināšanas process norit ātrāk?
Izdarīt secinājumu par temperatūras ietekmi uz vielu šķīdību.

126. att. 213. lpp

A) kālija hlorīda šķīdība 30 0C temperatūrā ir 40 g

plkst 65 0 AR ir 50 g.

B) šķīdība kālija sulfāts 40 0C temperatūrā ir 10 g

pie 800C ir 20

B) bārija hlorīda šķīdība 90 0C temperatūrā ir 60 g

plkst 0 0 AR ir 30 g.

Uzdevums: novērot izšķīdušās vielas rakstura ietekmi uz šķīdināšanas procesu.
Izpildes kārtība:
Pievienojiet 5 ml ūdens 3 mēģenēs ar vielām: kalcija hlorīdu, kalcija hidroksīdu, kalcija karbonātu, aizveriet vāciņu un labi sakratiet, lai viela labāk izšķīdinātu.
Kura no šīm vielām labi šķīst ūdenī? Kurš nešķīst?
tādējādi šķīdināšanas process ir atkarīgs no izšķīdušās vielas rakstura:

Ļoti šķīstošs: (trīs piemēri katrā)

Nedaudz šķīstošs:

Praktiski nešķīstošs:

3) Uzdevums: novērot šķīdinātāja rakstura ietekmi uz vielu šķīdināšanas procesu.
Izpildes kārtība:
Ielejiet 2 mēģenēs ar vara sulfātu 5 ml spirta (Nr. 1) un 5 ml ūdens (Nr. 2),

aizveriet aizbāzni un labi sakratiet, lai viela labāk izšķīdinātu.
Kurš no piedāvātajiem šķīdinātājiem labi izšķīdina vara sulfātu?
Izdarīt secinājumu par šķīdinātāja rakstura ietekmi uz šķīdināšanas procesu un

vielu spēja šķīst dažādos šķīdinātājos.

Risinājumu veidi:

Piesātināts šķīdums ir šķīdums, kurā viela noteiktā temperatūrā vairs nešķīst.

Nepiesātināts ir šķīdums, kurā noteiktā temperatūrā viela joprojām var izšķīst.

Pārsātināts šķīdums ir šķīdums, kurā viela joprojām var izšķīst tikai tad, kad temperatūra paaugstinās.

Kādu rītu es pārgulēju.
Ātra gatavošanās skolai:
Es ielēju aukstu tēju,
Ieber cukuru, samaisa,
Bet tas palika ne salds.
Es joprojām piepildīju karoti,
Viņš kļuva mazliet mīļāks.
Es pabeidzu atlikušo tēju,
Un pārējais kļuva salds,
Cukurs mani gaidīja apakšā!
Es sāku to izdomāt savā prātā -
Kāpēc liktenis ir nelabvēlīgs?

Vainīgs ir šķīdība.

Nosakiet dzejoļa risinājumu veidus. Kas jādara, lai cukurs tējā būtu pilnībā izšķīdis.

Risinājumu fizikāli ķīmiskā teorija.

Izšķīdinātā viela, izšķīdinot ar ūdeni, veido hidrātus.

Hidrāti ir vāji vielu savienojumi ar ūdeni, kas pastāv šķīdumā.

Izšķīdināšanas laikā siltums tiek absorbēts vai atbrīvots.

Paaugstinoties temperatūrai, palielinās vielu šķīdība.

Hidrātu sastāvs ir mainīgs šķīdumos un nemainīgs kristāliskajos hidrātos.

Kristāliskie hidrāti ir sāļi, kas satur ūdeni.

Vara sulfāts CuSO4∙ 5H2O

Soda Na2CO3∙ 10H2O

Ģipsis CaSO4∙ 2H2O

Kālija hlorīda šķīdība ūdenī 60 0C temperatūrā ir 50 g. Nosaka sāls masas daļu norādītajā temperatūrā piesātinātā šķīdumā.

Noteikt kālija sulfāta šķīdību 80 0C temperatūrā. Nosaka sāls masas daļu norādītajā temperatūrā piesātinātā šķīdumā.

161 g Glaubera sāls tika izšķīdināts 180 l ūdens. Nosaka sāls masas daļu iegūtajā šķīdumā.

Mājasdarbs. 35. punkts

Ziņojumi.

Apbrīnojamas ūdens īpašības;

Ūdens ir visvērtīgākais savienojums;

Ūdens izmantošana rūpniecībā;

Mākslīgā saldūdens ražošana;

Cīņa par tīru ūdeni.

Prezentācija “Kristāla hidrāti”, “Risinājumi - īpašības, pielietojums”.

IZŠĶIRŠANA.

VIELU ŠĶĪDĪBA ŪDENĪ.

I IZŠĶIRŠANA UN RISINĀJUMI.

IZŠĶIRŠANA. RISINĀJUMI.

Fizikālā teorija (Vant-Gofs,

Ostvalds, Arrēnijs).

Izšķīšana ir difūzijas process,

A risinājumus- Tie ir viendabīgi maisījumi.

Ķīmiskā teorija (Mendeļejevs,

Kablukovs, Kistjakovskis).

Izšķīšana ir ķīmisks process

izšķīdušo vielu mijiedarbība

ar ūdeni - mitrināšanas process,

A risinājumus Tie ir savienojumi, ko sauc par hidrātiem.

Mūsdienu teorija.

Izšķīšana ir fizikāli ķīmisks process, kas notiek starp šķīdinātāju un izšķīdušās vielas daļiņām un ko pavada difūzijas process.

Risinājumi- tās ir viendabīgas (homogēnas) sistēmas, kas sastāv no izšķīdušās vielas daļiņām, šķīdinātāja un to mijiedarbības produktiem - hidrātiem.

II ĶĪMISKĀS MIJIEDARBĪBAS PAZĪMES ŠĶĪDĪŠANAS LAIKĀ.

1. Siltuma parādības.

ü Eksotermisks - tās ir parādības, ko pavada siltuma izdalīšanās /koncentrētas sērskābes H2SO4 izšķīšana ūdenī/.

ü Endotermisks– tās ir parādības, ko pavada siltuma absorbcija /amonija nitrāta kristālu NH4NO3 izšķīšana ūdenī/.

2. Krāsu maiņa.

CuSO4 + 5H2O → CuSO4∙5H2O

balti zili kristāli

kristāli

3. Skaļuma maiņa.

III CIETU DAĻU ATKARĪBA NO IZŠĶIDĪŠANĀS.

1. No vielu īpašībām:

ü labi šķīst ūdenī /vairāk nekā 10g vielas uz 100g ūdens/;

ü slikti šķīst ūdenī /mazāk par 1g/;

ü praktiski nešķīst ūdenī /mazāk par 0,01g/.

2. No temperatūras.

IV ŠĶĪDUMU VEIDI PĒC ŠĶĪDĪBAS.

Ø Pēc šķīdības pakāpes:

ü Nepiesātināts šķīdums - šķīdums, kurā noteiktā temperatūrā un spiedienā iespējama tajā jau esošās vielas tālāka šķīšana.

ü Piesātināts šķīdums – šķīdums, kas ir fāzes līdzsvarā ar izšķīdušo vielu.

ü Pārsātināts šķīdums - nestabils šķīdums, kurā izšķīdušās vielas saturs ir lielāks nekā tās pašas vielas piesātinātā šķīdumā vienā un tajā pašā temperatūrā un spiedienā.

Ø Atbilstoši šķīstošās vielas un šķīdinātāja attiecības pakāpei:

ü koncentrēts;

ü atšķaidīts.

ELEKTROLĪTISKĀS DISOCIĀCIJAS TEORIJA (ED).

I. Elektrolītiskās disociācijas (ED) teoriju ierosināja zviedru zinātnieks Svante Arrhenius 1887. gadā

Vēlāk TED attīstījās un uzlabojās. Mūsdienu teorija par elektrolītu ūdens šķīdumiem, papildus S. Arrhenius teorijai par elektrolītisko disociāciju, ietver idejas par jonu hidratāciju (,) un spēcīgu elektrolītu teoriju (, 1923).

II. VIELAS

Elektrolīti – vielas, šķīdumi

vai kuru kausēšana tiek veikta

elektrība.

/skābes, sāļi, bāzes/

Neelektrolīti – vielas, kuru šķīdumi vai kausējumi nevada elektrisko strāvu.

/vienkāršas vielas/

JONI – lādētas daļiņas.

ü katjoni /kat+/– pozitīvi lādētas daļiņas.

ü anjoni /an-/– negatīvi lādētas daļiņas

III. TED PAMATA NOTEIKUMI:

ü Elektrolīta spontānu sadalīšanās procesu jonos šķīdumā vai kausējumā sauc elektrolītiskā disociācija .

ü Ūdens šķīdumos joni atrodas nevis brīvos, bet gan iekšā hidratēts stāvokli, t.i., ieskauj ūdens dipoli un ķīmiski saistīti ar tiem. Hidratētā stāvoklī esošie joni pēc īpašībām atšķiras no joniem vielas gāzveida stāvoklī.

ü Vienai un tai pašai vielai disociācijas pakāpe palielinās, šķīdumu atšķaidot.

ü Elektrolītu šķīdumos vai kausējumos joni pārvietojas haotiski, bet, laižot elektrisko strāvu caur elektrolīta šķīdumu vai kausējumu, joni virzās virziena virzienā: katjoni - uz katodu, anjoni - uz anodu.

ELEKTROLĪTISKĀS DISOCIĀCIJAS MEHĀNISMS

1. Jonu vielu ED:

ü Ūdens dipolu orientācija attiecībā pret kristāla joniem.

ü Kristāla sadalīšanās jonos (pareiza disociācija).

ü Jonu hidratācija.

2. Vielu ED ar kovalento polāro ķīmisko saiti.

ü Ūdeņraža saišu iznīcināšana starp ūdens molekulām, ūdens dipolu veidošanās.

ü Ūdens dipolu orientācija attiecībā pret polārās molekulas dipoliem.

ü Spēcīga saites polarizācija, kuras rezultātā dalītais elektronu pāris tiek pilnībā nobīdīts uz kāda elektronnegatīvāka elementa atoma daļiņu.

ü Vielas sadalīšanās jonos (pareiza disociācija).

ü Jonu hidratācija.

ELEKTROLĪTISKĀS DISOCIĀCIJAS PAKĀDE /α/

1. ED grāds ir sabrukušo molekulu skaita attiecība pret kopējo daļiņu skaitu šķīdumā.

α = ─ ∙ 100%

NKopā

2. Pamatojoties uz ED pakāpi, vielas iedala:

ü spēcīgi elektrolīti /HCl; H2SO4; NaOH; Na2CO3/

ü vidējas stiprības elektrolīti /H3PO4/

ü vāji elektrolīti /H2CO3; H2SO3/.

ĶĪMISKĀ DIKTĀCIJA

PAR TĒMU: "ELEKTROLĪTISKĀ DISOCIĀCIJA"

1. Visas ūdenī šķīstošās bāzes ir spēcīgi elektrolīti.

2. Hidrolīzi veic tikai ūdenī šķīstošie sāļi.

3. Disociācija ir atgriezenisks process.

4. Neitralizācijas reakcijas būtība, CH3COOH + KOH → CH3COOC + H2O izteikts kā īss jonu vienādojums ķīmiskai reakcijai: H++ OH- → H2O.

5. BaSO4 ; AgCl- Tie ir sāļi, kas nešķīst ūdenī, tāpēc tie nesadalās jonos.

6. Vai disociācijas vienādojums šādiem sāļiem ir pareizs:

ü Na2SO4 → 2Na+ + SO42-

ü KCl → K+ + Cl-

7. Sērskābes disociācijas vienādojums ir šāds: H2 SO3 → 2 H+ + SO3 2- .

8. Spēcīga elektrolīta patiesā disociācijas pakāpe ir mazāka par 100%.

9. Neitralizācijas reakcijas rezultātā vienmēr veidojas sāls un ūdens.

10. Tikai ūdenī šķīstošas ​​bāzes – sārmi – ir elektrolīti.

11. Tālāk sniegtie ķīmisko reakciju vienādojumi ir jonu apmaiņas reakcijas:

ü 2KOH + SiO2 → K2SiO3 + H2O

ü Al2O3 + 2NaOH → 2NaAlO2 + H2O

ü CuO + 2HCl → CuCl2 + H2O

12. Sērskābe ir vāja skābe, tāpēc tā sadalās ūdenī (H2O) un sēra dioksīdā (SO2).

H2SO3 → H2O + SO2.

KODS

1. Nē /izņēmums NH3∙H2O/

2. Nr.: Al2S3 + 2H2O → 2AlOHS + H2S

3. Nē. /Tikai vāju elektrolītu disociācija ir atgriezenisks process, stiprie elektrolīti disociējas neatgriezeniski/.

4. Nr.: CH3COOH + OH - → CH3COO= + H2O.

5. Nē. /Šie sāļi ir nešķīstoši attiecībā pret ūdeni, bet tie spēj atdalīties/.

6. Nē. /Šie sāļi ir spēcīgi elektrolīti, tāpēc neatgriezeniski sadalās/.

7. Nē. /Daudzbāziskās skābes sadalās pakāpeniski/.

8. Nē. /Patiesā disociācijas pakāpe ir 100%/.

9. Nē: NH3(g) + HCl(g) → NH4Cl, paliek jautājums par ūdens veidošanos.

10. Nē. /Visas bāzes ir elektrolīti/.

11. Nē. /Tās ir apmaiņas reakcijas, bet jonu/.

12. Nē. /Sērskābes sadalīšanās notiek tāpēc, ka tā ir trausla skābe/.

NOTEIKUMI

JONU VIENĀDOJUMU SASTĀDĪŠANA ĶĪMISKĀM REAKCIJĀM.

1. Vienkāršas vielas, oksīdi, kā arī nešķīstošās skābes, sāļi un bāzes netiek atdalīti jonos.

2. Jonu apmaiņas reakcijai tiek izmantoti šķīdumi, tāpēc šķīdumos jonu veidā atrodamas pat nedaudz šķīstošās vielas. /Ja slikti šķīstoša viela ir izejas savienojums, tad, sastādot ķīmisko reakciju jonu vienādojumus, tā sadalās jonos/.

3. Ja reakcijas rezultātā veidojas vāji šķīstoša viela, tad, rakstot jonu vienādojumu, to uzskata par nešķīstošu.

4. Vienādojuma kreisajā pusē esošo elektrisko lādiņu summai jābūt vienādai ar labās puses elektrisko lādiņu summu.

NOSACĪJUMI

JONU APMAIŅAS REAKCIJU OKUPĀCIJA

1. Zemas disociējošās vielas ūdens – H2O veidošanās:

ü HCl + NaOH → NaCl + H2O

H+ + Cl - + Na+ + OH- → Na+ + Cl - + H2O

H+ + OH - → H2O

ü Cu(OH)2 + H2SO4 → CuSO4 + 2H2O

Cu(OH)2 + 2H+ + SO42- → Cu2+ + SO42- + 2H2O

Cu(OH)2 + 2H+ → Cu2+ + 2H2O

2. Nokrišņi:

ü FeCl3 + 3NaOH → Fe(OH)3↓ + 3NaCl

Fe3++ 3Cl - + 3Na+ + 3OH- → Fe(OH)3↓ + 3Na++ 3Cl-

Fe3++ 3OH - → Fe(OH)3↓

ü BaCl2 + H2SO4 → BaSO4↓ + 2HCl

Ba2++ 2Cl - + 2H++ SO42- → BaSO4↓ + 2H++ 2Cl-

Ba2++ SO42- → BaSO4↓

ü AgNO3 + KBr → AgBr↓ + KNO3

Ag+ + NO3- + K++ Br - → AgBr↓ + K++ NO3-

Ag+ + Br - → AgBr↓

3. Gāzes izlaišana:

ü Na2CO3 + 2HCl → 2NaCl + H2O + CO2

2Na++ CO32-+ 2H++ 2Cl- → 2Na++ 2Cl - + H2O + CO2

CO32-+ 2H+ → H2O + CO2

ü FeS + H2SO4 → FeSO4 + H2S

FeS + 2H++ SO42-→ Fe2++ SO42-+ H2S

FeS + 2H+→ Fe2++ H2S

ü K2SO3 + 2HNO3 → 2KNO3 + H2O + SO2

2K++ SO32-+ 2H++ 2NO3- → 2K++ 2NO3- + H2O + SO2