Химия · 11 класс · Химия ФГОС (Габриелян) · урок 11 · только теория
Электролитическая диссоциация. Понятие о водородном показателе (pH) раствора. Реакции ионного обмена. Гидролиз органичес
Тема охватывает природу электролитов, механизм их диссоциации на ионы, а также правила записи ионных уравнений реакций. Особое внимание уделяется водородному показателю pH, влиянию среды на индикаторы и процессу гидролиза солей и органических веществ.
Чему учимся понимать
Научиться составлять уравнения электролитической диссоциации, определять среду раствора по pH и записывать сокращённые ионные уравнения реакций.
Зачем это нужно
Понимание процессов диссоциации и гидролиза необходимо для объяснения химических реакций в природе, организме человека и промышленных процессах.
Опорные понятия
Главные тезисы
- Электролиты — вещества, растворы которых проводят электрический ток благодаря свободным ионам.
- Диссоциация — обратимый процесс распада электролита на ионы при растворении в воде.
- Степень диссоциации (α) показывает долю распавшихся молекул электролита.
- Водородный показатель pH рассчитывается по формуле pH = −lg[H⁺].
- Гидролиз — взаимодействие ионов соли с водой, изменяющее кислотность среды.
- Реакции ионного обмена идут до конца при образовании осадка, газа или воды.
Определения
- Электролиты
- Вещества, растворы или расплавы которых проводят электрический ток благодаря наличию свободных ионов.
- Неэлектролиты
- Вещества, растворы которых не проводят ток (например, сахар, этанол).
- Электролитическая диссоциация
- Распад электролита на ионы при растворении в воде или расплавлении.
- Водородный показатель (pH)
- Мера кислотности раствора, рассчитываемая как отрицательный десятичный логарифм концентрации ионов водорода: pH = −lg[H⁺].
- Гидролиз
- Взаимодействие ионов соли с водой, приводящее к изменению pH среды.
Ключевые факты и правила
- Kw = [H⁺] · [OH⁻] = 10⁻¹⁴ при 25 °C.
- pH + pOH = 14.
- Сильные электролиты записывают в ионном уравнении в виде ионов, слабые — в молекулярном виде.
- Многоосновные кислоты диссоциируют ступенчато, каждая следующая ступень слабее предыдущей.
- Гидролиз усиливается при нагревании, так как процесс эндотермичен.
- Для реакций ионного обмена необратимыми являются случаи образования осадка, газа или слабого электролита (воды).
Теория
Различие электролитов и неэлектролитов по проводимости тока.
Механизм диссоциации: ориентация диполей воды и разрыв связей.
Классификация электролитов по степени диссоциации (сильные, средние, слабые).
Правила записи ионных уравнений: какие вещества писать ионами, а какие — молекулами.
Расчёт pH и определение кислотности среды по индикаторам.
Анализ гидролиза солей: влияние природы соли на pH среды.
Гидролиз органических веществ: продукты расщепления сложных молекул.
Примеры
- Пример 1реакция
- H2SO4 → H⁺ + HSO4⁻ (1-я ступень, сильная); HSO4⁻ ⇄ H⁺ + SO4²⁻ (2-я ступень, слабая)
- Пример 2реакция
- Ag⁺ + Cl⁻ → AgCl↓ (сокращённое ионное уравнение реакции осаждения)
- Пример 3реакция
- CO3²⁻ + 2H⁺ → H2O + CO2↑ (реакция карбоната с кислотой)
- Пример 4реакция
- H⁺ + OH⁻ → H2O (уравнение нейтрализации)
Интересно знать
- Вода — слабый электролит, её ионное произведение составляет 10⁻¹⁴ при стандартной температуре.
- Гидролиз органических веществ происходит в организме при переваривании пищи (белков, жиров, углеводов).
- В быту стирка мылом в жёсткой воде зависит от гидролиза солей.
Связанные темы
- Строение атома и периодический закон
- Химическая связь
- Скорость химических реакций
- Химическое равновесие