Реферат: Тест 1 12 Тест 2 17 Список литературы 23 Введение
Название: Тест 1 12 Тест 2 17 Список литературы 23 Введение Раздел: Остальные рефераты Тип: реферат | ||||
Ульяновский Институт Повышения Квалификации и Переподготовки Работников Образования Кафедра Естествознания Реферат слушателя курсов повышения квалификации группы Х – 1 учителя химии МОУ Большеключищенской средней школы Ульяновского района Ульяновской области Петровой Марии Петровны по теме: Подготовка к ЕГЭ по вопросу А25 Реакции ионного обмена Научный руководитель: заведующий кафедрой естествознания кандидат химических наук, доцент Ахметов М. А. Ульяновск 2009 Содержание
Основные положения электролитической диссоциации. 6 Механизм электролитической диссоциации ионных веществ . 6 Механизм электролитической диссоциации полярных веществ . 8 Условия протекания реакций ионного обмена до конца . 11 Алгоритм составления ионных уравнений реакций . 12
ВведениеДля формирования знаний о реакциях ионного обмена необходимо повторить опорные темы: «Кислоты, соли, основания», «Химические свойства классов неорганических соединений», «Растворение, растворы». Изучение теории электролитической диссоциации позволяет углубить и расширить знания о реакции, дифференцировать особенности протекания обменных и окислительно-восстановительных реакций. Учащиеся приобретают умения составлять ионные и ионно-электронные уравнения реакций, распознавать реакции обмена электролитов. Особое внимание уделяется на проблемное изучение этих реакций, механизмов и закономерностей их протекания. В центре изучения реакций электролитов - обменные реакции. Реакции ионного обмена являются еще более абстрактными по сравнению с привычными молекулярными. Вследствие этого путь их познания должен быть следующим: краткое ионное уравнение, полное ионное уравнение - уравнение в молекулярной форме - опыт. Рассмотрим методы формирования знаний о реакциях ионного обмена в свете теории о кислотно- основных взаимодействиях. Большинство реакций ионного обмена в водных растворах могут быть рассмотрены в свете представлений о кислотно-основных взаимодействиях. С позиции протолитической теории кислоты представляют собой частицы (ионы, молекулы), способные отдавать протон (доноры протонов), а основания - частицы, способные присоединять протон (акцепторы протонов). Для обучения школьников умению анализировать ход реакций необходимо применять наиболее понятные им эмпирические правила: 1. Реакции обмена в водных растворах протекают в направлении образования слабого электролита, нерастворимого или малорастворимого вещества, газообразного продукта. 2. Сильные кислоты вытесняют слабые из растворов из растворов солей. Более тяжелые и менее летучие кислоты вытесняют из растворов солей менее тяжелые и более летучие. Равновесие в этих случаях смещено в сторону образования боле слабой или более летучей кислоты. 3. Сильные основания вытесняют из растворов солей более слабые основания. 4. Сильные электролиты в разбавленных растворах имеют практически одинаковую степень диссоциации и диссоциируют необратимо. Средние и слабые отличаются степенью диссоциации и диссоциируют обратимо. Реакции ионного обмена в водных средах, по сути, обратимы. Необходимое условие необратимости - удаление хотя бы одного из продуктов реакции. В случае, когда в состав исходных веществ и продуктов реакции входят слабые электролиты, реакции обмена всегда обратимы и можно говорить лишь о смещении равновесия в сторону более слабого электролита. Растворы всех веществ можно разделить на две группы: электролиты -проводят электрический ток, неэлектролиты -проводниками не являются. Это деление является условным, потому что все растворы веществ проводят электрический ток, все они в той или иной мере растворяются в воде и распадаются на катионы (положительно заряженные ионы) и анионы (отрицательно заряженные ионы). Следует различать настоящие и потенциальные электролиты. Настоящие электролиты находятся в виде ионов уже в индивидуальном состоянии, т.е. до того, как они будут расплавлены или переведены в раствор. К настоящим электролитам относятся все типичные соли, которые в твёрдом состоянии образуют ионную кристаллическую решётку (например NaCl, K2 SO4 и т.д.) Потенциальные электролиты в индивидуальном состоянии ионов не содержат, но образуют их при переходе вещества в раствор. К ним относятся вещества, состоящие из молекул с сильно полярными связями (например HCl). Молекулы воды являются дипольными, т.е. один конец молекулы заряжен отрицательно, другой-положительно. Молекула отрицательным полюсом подходит к иону натрия, положительным-к иону хлора; окружают ионы со всех сторон и вырывают из кристалла, причём, только с его поверхности.
Электролитическую диссоциацию вызывает не только вода, но и неводные полярные растворители, такие как Жидкий аммиак и жидкий диоксид серы. Однако именно для воды характерно свойство ослаблять электростатическое притяжение между ионами в решётке выражено особенно ярко. Свободные ионы, оказавшиеся в водном растворе окружаются полярными молекулами воды: вокруг ионов образуется гидратная оболочка, т.е. протекает процесс гидратации. Основные положения электролитической диссоциации.
Алгоритм составления ионных уравнений реакций .
Тест 1l. Лампочка прибора для испытания веществ на электропроводность не загорится при погружении электродов в: а) водный раствор щелочи; б) расплав соли; в) концентрированную кислоту; г) дистиллированную воду. 2. Какой вклад в химическую науку сделал С. Арреннус: а) сформулировал основные положения теории электролитической диссоциации; б) выдвинул идею о гидратации ионов в растворе; в) экспериментально определил размер некоторых ионов в растворе; г) рассчитал степени диссоциации электролитов. а) катионы движутся в растворе упорядоченно; б) катионы заряжены положительно; в) некоторые катионы окрашены; г) некоторые катионы ядовиты. 4. Соединениям с какой связью соответствует последовательность процессов: ориентация молекул — гидратация — диссоциации: а) с ковалентной полярной; б) с ковалентной неполярной; в) с ионной; г) с металлической. 5. Степень диссоциации электролитов зависит: а) от температуры; б) от давления; в) от гидратации; г) от концентрации. 6. Что называется гидратацией: а) процесс растворения вещества в воде; б) реакция обмена, в которой участвует вода; в) процесс взаимодействия атомов или ионов с молекулами воды; г) процесс распада воды на ионы. 7. Какое число молекул воды имеют гидратированные ионы: а) постоянное; б) переменное; в) постоянное или переменное; г) вообще не имеют молекул воды. 8. Атомы или группы атомов одного или нескольких химических элементов в результате отдачи или присоединения электронов превращаются в ионы. Какой заряд могут иметь эти ионы: а) положительный или отрицательный; б) только отрицательный; в) только положительный; г) не имеют заряда. 9. К какому полюсу источника тока двигаются отрицательно заряженные ионы: а) к катиону; б) к аноду; в) к катоду; г) к аниону. 10). Какие ионы определяют общие свойства кислот: а) анионы кислорода; б) катионы водорода; в) анионы кислотного остатка; г) ионы не влияют на общие свойства кислот. 11. Как называется электролит NH4 NO3 (NH4 + + NO3 - ): а) кислота; б) основание; г) оксид; в) соль. 12. Какие ионы не могут находиться в растворе одновременно: а) H+ и СО3 2- ; б) Ва2+ и ОН- ; в) Н+ и N03 - ; г) Na+ и SO4 2- . . 13. Процесс диссоциации сульфата магния можно выразить уравнением:
14. Какая из данных кислот является летучей: а) серная; б) кремниевая; в) соляная; г) ортофосфорная. 15. Какая из данных кислот является нестабильной: а) серная; б) ортофосфорная; в) кремниевая; г) угольная. 16. Какая формула отражает состав кислой соли: а) CuSO4 ; б) Mg(HSO4 )2 ; в) (CuOH)2 CO; г) АlOНС12 . l 7. Назовите тип соли NaHCO3 : а) средняя; б) основная; в) кислая; г) незамещенная. 18. При диссоциации вещества в водном растворе образовались ионы Na+ , Н+ и SO4 2- . Это вещество: а) средняя соль; б) кислота; в) основание; г) кислая соль. 19. Какой ученый, действуя газообразным водородом под давлением на растворы солей ртути и серебра, установил, что при этом водород, так же как и некоторые другие металлы, вытесняет ртуть и cеребро из их солей: а) В.Нернст; б) И. А. Каблуков; в) В.А. Кистяковский; 20. При диссоциации какого вещества образуется больше всего а) хлорид кальция; б) соляная кислота; в) сульфат алюминия; г) угольная кислота. 21.Наличие в растворе ионов ... определяет малиновую окраску 22.При комнатной температуре из 150 молекул электролита на ионы 23.Сила электролита зависит от … . 1 г; 2 а; 3 г; 4 в; 5 г; 6 в; 7 б; 8 а; 9 б; 10 б; 11 г; 12 а; 13 б; 14 в; 15 г; 16 б; 17 в; 18 г; 19 г; 20 в; 21 Наличие в растворе ионов гидроксогруппы OH - определяет малиновую окраску индикатора фенолфталеина; 22 При комнатной температуре из 150 молекул электролита на ионы распалось 90. Степень электролитической диссоциации равна 60%. Решение: α = 90/150 = 0,6 (или 60%); 23 Сила электролита зависит от степени электролитической диссоциации. Тест 21. Растворы каких веществ реагируют между собой с образованием воды: а) гидроксид натрия и нитрат калия; б) карбонат натрия и азотная кислота; в) нитрат меди(II) и гидроксид натрия; г) гидроксид кальция и азотная кислота. 2Н+ + СО3 2- = Н2 О + СО2 соответствует реакции между: а) газообразными водородом и угольной кислотой; б) карбонатом кальция и серной кислотой; в) карбонатом калия и серной кислотой; г) растворами угольной и серной кислот. 3. Если к раствору сульфата алюминия прилить раствор щелочи, то образуется: а) желтый осадок; б) осадка не образуется; в) белый осадок; г) розовый осадок.
а) карбонатом цинка и раствором серной кислоты; б) хлоридом цинка и раствором сульфида натрия; в) гидроксидом цинка и сероводородной кислотой; г) гидроксидом цинка и газообразным сероводородом. а) к реакциям обмена; б) к реакциям отщепления; в) к реакциям присоединения; г) к реакциям замещения. 6. При взаимодействии азотной кислоты с гидроксидом кадий образуются: а) соль и вода; б) соль и водород; в) соль и углекислый газ; г) новая кислота и новая соль. 7. С каким металлом концентрированная серная кислота не взаимодействует: а) с цинком; б) с медью; в) с кальцием; г) с железом; 8. Какой цвет имеет раствор хлорида кобальта (П): а) голубой; б) зеленый; в) белый; г) красно-бурый. 9. В результате взаимодействия образца природного мрамора с раствором соляной кислоты образуется: а) газ; б) вода; в) осадок; г) вещества друг с другом не взаимодействуют. 10. Составьте полное и сокращенное ионное уравнения реакции между гидроксидом кальция и соляной кислотой. Суммы всех коэффициентов в полном и сокращенном ионном уравнениях соответственно равны: а) 8 и 6; б) 10 и 6; в) 12 и 6; г) 12 и 3. 11. Вычислите количество вещества, выпадающего в осадок при сливании раствора, содержащего 0,2 моль сульфата меди (II), и раствора, содержащего 0,3 моль гидроксида калия: а) 0,1 моль; б) 0,15 моль; в) 0,2 моль; г) 0,3 моль. 12. Определите степень окисления хлора в хлорноватистой кислоте НСlO: а) +1; б) +2; в) +3; г) +4. 13. Атомарный кислород в реакции горения выступает в качестве: а) как окислителя, так и восстановителя; б) восстановителя; в) окислителя; г) правильного ответа нет. 14. Чему будет равна степень окисления меди в ее хлориде (П)? ЗСuС12 + 2А1 = 2А1С13 + 3Cu а) +3; б) +1; в) 0; г) +2. 15. Как изменится степень окисления азота в результате данной реакции? 10 HNO3 + 8Na = 8NaNO3 + NH4 NO3 + 3H2 O а) с 0 до +5; б) с +5 до +2; в) с +2 до 0; г) с +5 до -3. 16. Расставьте коэффициенты в схеме реакции:
Коэффициент перед формулой восстановителя равен: а) 3; б) 4; в) 2; г) 1. 17. Математической характеристикой среды является: а) константа диссоциации; б) водородный показатель; в) гидроксидный показатель; г) молярная концентрация. 18. Значение водородного показателя рН в чистой воде: а) = 7; б) < 7; в) > 7; г) = -7. 19. Гидролиз по аниону характеризует соли: а) образованные сильной кислотой и сильным основанием; б)образованные сильной кислотой и слабым основанием; в)образованные слабой кислотой и сильным основанием; г) образованные слабой кислотой и слабым основанием. а) рН = 7; б) рН < 7; 21.Амфотерность гидроксида цинка можно доказать с помощью 22.Электролитическая диссоциация в спирте и воде будет ... 23.Соль образована слабой кислотой и слабым основанием, среда 1 г 2 в 3 в 4 б 5 а 6 а 7 г 8 б 9 а 10 г 11 в 12 а 13 в 14 г 15 г 16 а 17 б 18 а 19 в 20 в 21 Амфотерность гидроксида цинка можно доказать с помощью раствора кислоты и щелочи ; 22 Электролитическая диссоциация в спирте и воде будет отсутствовать 23 Соль образована слабой кислотой и слабым основанием, среда раствора определяется соотношением величин констант диссоциации продуктов гидролиза . Список литературы1. Габриелян О. С., Остроумов И. Г. Химия. 10 класс: Методическое пособие. - М: Дрофа, 2001. - 160 с. 2. Габриелян О. С., Лысова Г. Г. Химия. 11 класс: Учебник для общеобразовательных учреждений. - М: Дрофа, 2001. - 368 с.: ил. 3. Габриелян О. С., Решетов П. В., Остроумов И. Г. и др. Готовимся к единому государственному экзамену: Химия/ – М.: Дрофа, 2003. – 136 с. 4. Гара Н. Н., Зуева М. Ю. Химия. Задачи и упражнения. 8 - 9 кл.: Учебное пособие для общеобразовательных учреждений. - М: Дрофа, 2002. - 224 с.: ил. 5. Единый государственный экзамен. 2001.: Тестовые задания: Химия. / М. Г. Минин, Н. С. Михайлова, В. Ф. Гридаев и другие; Министерство образования РФ. - М: Просвещение, 2001. - 47 с.: ил. 6. Зуева М. В., Гара Н. Н. Контрольные и проверочные работы по химии. 8 - 9 класс. Методическое пособие. - 5 - е изд., перераб. и доп. - М: Дрофа, 2002. - 224 с.: ил. 7. Суровцева Р. П., Гузей Л. С. Химия. 8 - 9 кл.: Контрольные работы к учебникам Л. С. Гузея, В. В. Сорокина, Р. П. Суровцевой " Химия 8 " и " Химия 9 ". - М: Дрофа, 2001. - 192 с. 8. Тесты по химии. 10 - 11 классы.: Учебно - Методическое пособие. / Р. П. Суровцева, Л. С. Гузей, Н. И. Останий, А. О. Татур. - 5 - е изд., стереотип. - М.: Дрофа, 2001. - 112 с. 9. Химия. 10 класс : Учебник для общеобразовательных учреждений. / О. С. Габриелян, Ф. Н. Маскакев, С. Ю. Пономарёв, В. И. Теренин; Под ред. В. И. Теренина. - 2 - е изд., перераб. и доп. - М: Дрофа, 2001. - 304 с.: ил. 10. Химия: Большой справочник для школьников и поступаюдщих в вузы/ Е. А. Алферова, Н. С. Ахметов, Н. В. Богомалова и др. - 2-е изд. - М.: Дрофа, 1999. - 784 с. 11. Хомченко Г. П. Химия (для подготовительных отделений). Учебник. - 3-е изд., испр. - М.: Высш. шк., 1993. - 368 с., ил. 12. Хомченко Г. П., Хомченко И. Г. Задачи по химии для поступающих в вузы: Учеб. пособие. - 2-е изд., исправ. и доп. - М.: Высш. шк., 1993. - 302 с. |