Индивидуальные студенческие работы


Контрольная работа по химии по теме свойства электролитов

Свойства электролитов Электролиты по своей структуре контрольная работа по химии по теме свойства электролитов собой сложные системы, состоящие из ионов, окруженных молекулами растворителя, недиссоциированных молекул растворенного вещества, ионных пар и более крупных агрегатов. Свойства электролитов определяются характером ион-ионных ион-молекулярных контрольная работа по химии по теме свойства электролитов, а также изменением свойств и структуры растворителя под влиянием растворенных частиц электролитов.

В зависимости от концентрации электролитов выделяют область разбавленных растворов, которые по своей структуре близки к структуре чистого растворителя, нарушаемой, однако, присутствием и влиянием ионов; переходную область и область концентрированных растворов.

Весьма разбавленные растворы слабых электролитов по своим свойствам близки к идеальным растворам и достаточно хорошо описываются классической теорией электролитической диссоциации. Разбавленные растворы сильных электролитов заметно отклоняются от свойств идеальных растворов, что обусловлено электростатическим межионным взаимодействие.

Их описание проводится в рамках Дебая-Хюккеля теории, которая удовлетворительно объясняет концентрационную зависимость термодинамических свойств - коэффициент активности ионов, осмотический коэффициент и др.

Изучение свойств электролитов важно для выяснения механизмов электролиза, электрокатализа, электрокристаллизации, коррозии металлов и др. Исследование свойств электролитов стимулируется энергетическими проблемами создание новых топливных элементов, солнечных батарей, электрохимических преобразователей информацииа также проблемами защиты окружающей среды. Естественно предположить, что заряжены именно эти части молекулы в растворе и что они являются носителями электрического заряда.

КОНТРОЛЬНАЯ РАБОТА ПО ХИМИИ 8 КЛАСС ТЕМА: РАСТВОРЫ. СВОЙСТВА РАСТВОРОВ ЭЛЕКТРОЛИТОВ

Их перемещение под действием сил электрического поля и представляет собой электрический ток, идущий через электролит. Было обнаружено, что при прохождении тока через электролит выделение вещества происходит на обоих электродах. По химическому составу это разные части молекулы растворенного вещества.

По количеству, если измерять его в химических эквивалентах, они равны. Знаки зарядов у них, очевидно, противоположны. Мы знаем, что заряженные атомы называются ионами. То же название носят заряженные молекулы или их части.

Мы можем, следовательно, сказать, что проводимость электролитов является ионной, т. Молекулы растворенного вещества, которые до растворения были электрически нейтральны, при растворении распадаются на положительные и отрицательные ионы, способные перемещаться независимо друг от друга.

Эти представления иллюстрируются рис. Пока между электродами А и К не создано поле, ионы эти совершают только беспорядочное тепловое движение, как и все остальные молекулы раствора рис.

В каждом направлении за единицу времени протекает одинаковый положительный контрольная работа по химии по теме свойства электролитов отрицательный заряд, т. При наложении разности потенциалов на электроды А и К, когда внутри электролита возникает электрическое поле, на это беспорядочное движение накладывается упорядоченное движение в противоположные стороны ионов различных знаков: При соприкосновении с катодом положительные ионы получают недостающие контрольная работа по химии по теме свойства электролитов электроны и выделяются в виде нейтральных атомов, а взамен электронов, нейтрализовавших ионы, новые электроны переходят от батареи к катоду.

Точно так же отрицательные ионы при соприкосновении с анодом отдают ему свои избыточные электроны, превращаясь в нейтральные атомы; электроны же уходят по металлическим проводам контрольная работа по химии по теме свойства электролитов батарею. Таким образом, ток в электролите обусловлен движущимися ионами; на электродах же происходит нейтрализация ионов и выделение их в виде нейтральных атомов или молекул.

Итак, электрический ток в электролитах представляет собой движение положительных и отрицательных ионов. Такое представление об электролизе подкрепляется многочисленными фактами. С этой точки зрения первый закон Фарадея получает простое объяснение. Каждый осаждающийся на электроде ион переносит с собой некоторый электрический заряд. Это значит, что полный заряд, перенесенный всеми ионами, должен быть пропорционален полному числу ионов, осевших на электродах, т.

А это и есть первый закон Фарадея. Так же естественно и просто объясняется с этой точки зрения и второй закон Фарадея, дающий возможность вычислить электрический заряд, связанный с каждым ионом.

Ионы, заряженные положительно и выделяющиеся на катоде, Фарадей назвал катионами, ионы, выделяющиеся на аноде,— анионами.

8 класс Контрольная работа №4 «Растворение. Растворы. Свойства растворов электролитов»

Опыт показал, что водород и металлы всегда выделяются на катоде; это значит, что в электролитах водород и металлы образуют положительные, ионы.

Опыт, показывающий движение ионов. Листок фильтровальной бумаги пропитан раствором электролита и фенолфталеина, ab — нитка, смоченная раствором электролита Пропитаем листок фильтровальной бумаги раствором электролита сернокислого натра, Na2SO4 и фенолфталеина и поместим на стеклянную пластинку рис.

Поперек бумаги положим обыкновенную белую нитку, смоченную раствором едкого контрольная работа по химии по теме свойства электролитов NaOH. Бумага под ниткой окрасится в малиновый цвет благодаря взаимодействию ионов гидроксила ОН из NaOH с фенолфталеином.

Контрольная работа "Растворы, свойства растворов электролитов" 8 класс

контрольная работа по химии по теме свойства электролитов Затем прижмем к краям листка проволочные электроды, присоединенные к гальваническому элементу, и включим ток. Ионы гидроксила из едкого натра начнут двигаться к аноду, окрашивая бумагу в малиновый цвет.

По скорости перемещения малинового края можно судить о средней скорости контрольная работа по химии по теме свойства электролитов ионов под влиянием электрического поля внутри электролита.

Опыт показывает, что эта скорость пропорциональна напряженности поля внутри электролита. При заданном поле эта скорость для разных ионов несколько различна.

Но, в общем, она невелика и для обычно применяющихся полей измеряется сотыми и даже тысячными долями сантиметра в секунду. Он показал, что по электропроводности раствора можно рассчитать величину его осмотического давления, а, следовательно, и поправочный коэффициент i. Значения i, вычисленные им из электропроводности, хорошо совпали с величинами, найденными для тех же растворов иными методами.

Причиной чрезмерно высокого осмотического давления растворов электролитов является, согласно Аррениусу, диссоциация электролитов на ионы. Вследствие этого, с одной стороны, увеличивается общее число частиц в растворе, а, следовательно, возрастают осмотическое давление, понижение давления пара изменения температур кипения и замерзания, с контрольная работа по химии по теме свойства электролитов, — ионы обусловливают способность раствора проводить электрический ток.

Эти предположения в дальнейшем были развиты в стройную теорию, получившую название теории электролитической диссоциации. Согласно этой теории, при растворении в воде электролиты распадаются диссоциируют на положительно и отрицательно заряженные ионы. Положительно заряженные ионы называются катионами; к ним относятся, например, ионы водорода и металлов. Отрицательно заряженные ионы называются анионами; к ним принадлежат ионы кислотных остатков и гидроксид-ионы.

Как и молекулы растворителя, ионы в растворе находятся в состоянии неупорядоченного теплового движения. Процесс электролитической диссоциации изображают, пользуясь химическими уравнениями. Например, диссоциация НСl выразится уравнением: В качестве примера можно привести понижение температуры замерзания раствора NaCl.

Теперь нетрудно понять, почему понижение температуры замерзания этого раствора столь велико. Поэтому и понижение температуры замерзания в растворе NaCl должно быть вдвое больше, чем в растворе неэлектролита той же концентрации. Точно так же в очень разбавленном растворе хлорида бария, диссоциирующего согласно уравнению осмотическое давление оказывается в 3 раза больше, чем вычисленное по закону Вант-Гоффа, так как число частиц в растворе в 3 раза больше, чем, если бы хлорид бария находился в нем в виде молекул ВаСl2.

Однако теория Аррениуса не учитывала всей сложности явлений в растворах. В частности, она рассматривала ионы как свободные, независимые от молекул растворителя частицы. Теории Аррениуса противостояла химическая, или гидратная, теория растворов Менделеева, в основе которой лежало представление о взаимодействии растворенного вещества с растворителем. В преодолении кажущегося противоречия обеих теорий большая заслуга принадлежит русскому ученому И.

Каблукову, впервые высказавшему предположение о гидратации ионов. Развитие этой идеи привело в контрольная работа по химии по теме свойства электролитов к объединению теорий Аррениуса и Менделеева. Наиболее типичны при этом два случая. Один из них это диссоциация растворяющихся солей, т. Когда кристалл соли, например, хлорида калия, попадает и воду, то расположенные на его поверхности ионы притягивают к себе полярные молекулы воды ион-дипольное взаимодействие.

К ионам калия молекулы воды притягиваются своими отрицательными полюсами, а к хлорид-ионам- положительными. Но, если ионы притягивают к себе молекулы воды, то и молекулы воды с такой же силой притягивают к себе ионы. В то же время притянутые молекулы поды испытывают толчки со стороны других молекул, находящихся в движении.

Этих толчков вместе с тепловыми колебаниями ионов в кристалле оказывается достаточно для отделения ионов от кристалла и: Вслед за первым слоем ионов в раствор переходит следующий слой, и таким образом идет постепенное растворение кристалла.

Иначе протекает диссоциация полярных молекул.

  1. Каждый осаждающийся на электроде ион переносит с собой некоторый электрический заряд.
  2. Теперь нетрудно понять, почему понижение температуры замерзания этого раствора столь велико. При соприкосновении с катодом положительные ионы получают недостающие им электроны и выделяются в виде нейтральных атомов, а взамен электронов, нейтрализовавших ионы, новые электроны переходят от батареи к катоду.
  3. Теперь нетрудно понять, почему понижение температуры замерзания этого раствора столь велико.

Молекулы воды, притянувшиеся к концам полярной молекулы диполь-дипольное взаимодействиевызывают расхождение ее полюсов — поляризуют молекулу. Такая поляризация в сочетании с колебательным тепловым движением атомов в рассматриваемой молекуле, а также с непрерывным тепловым движением окружающих ее молекул воды приводит, в конечном счете, к распаду полярной молекулы на ионы. Как и в случае растворения ионного кристалла, эти ионы гидратируются. Подобного же рода процессы происходят и при растворении в воде других кислот, например, азотной: Иначе говоря, в результате диссоциации образуются не свободные ионы, а соединения ионов с молекулами растворителя.

В общем случае любого растворителя эти соединения называются сольватами ионов. Но в уравнениях диссоциации обычно пишут формулы ионов, а не их гидратов или сольватов, тем более что число контрольная работа по химии по теме свойства электролитов растворителя, связанных с ионами, изменяется в зависимости от концентрации раствора и других условий.

Диссоциации веществ как ионного, так и молекулярного строения способствует полярность молекул растворителя. Поэтому не только вода, но и другие жидкости, состоящие из полярных молекул муравьиная кислота, этиловый спирт, аммиак и другиетакже являются ионизирующими растворителями: Для кислот характерны следующие общие свойства: При диссоциации любой кислоты образуются ионы водорода.

Поэтому все свойства, которые являются общими для водных растворов кислот, мы должны объяснить присутствием гидратированных ионов водорода. Контрольная работа по химии по теме свойства электролитов они вызывают красный цвет лакмуса, сообщают кислотам кислый вкус и т.

С устранением ионов водорода, например при нейтрализации, исчезают и кислотные свойства. Поэтому теория электролитической диссоциации определяет кислоты как электролиты, диссоциирующие в растворах с образованием ионов водорода.

У сильных кислот, диссоциирующих нацело, свойства кислот проявляются в большей степени, у слабых — в меньшей. Чем лучше кислота диссоциирует, т. Величины констант диссоциации кислот изменяются в очень широких пределах. В частности, константа диссоциации циановодорода много меньше, чем уксусной кислоты. И хотя обе эти кислоты — слабые, все же уксусная кислота значительно сильнее циановодорода. Величины первой и второй констант диссоциации серной кислоты показывают, что в отношении первой ступени диссоциации H2SO4 — сильная кислота, а в отношении второй — слабая.

Кислоты, константы диссоциации которых лежат в интервале 10-4— 10-2, иногда называют кислотами средней силы. К ним, в частности, относятся ортофосфорная и сернистая кислоты в отношении диссоциации по первой ступени. Водные растворы оснований обладают следующими общими свойствами: Поскольку общим для всех растворов оснований контрольная работа по химии по теме свойства электролитов присутствие в них гидроксид-ионов, то ясно, что носителем основных свойств является гидроксид-ион.

VK
OK
MR
GP