Методическая разработка теоретического занятия № 2

по дисциплине:

«Аналитическая химия»

«Теория электролитической диссоциации. Кислотно-основные равновесия в водных растворах»

Методическая разработка теоретического занятия № 2 - student2.ru

Подготовлена преподавателем техники лабораторных работ

__________ Барташевич Н.И.

г.Слуцк

Лекция №2.

ТЕМА: Теория электролитической диссоциации. Кислотно-основные равновесия в водных растворах

ЦЕЛИ ЗАНЯТИЯ:

ОБУЧАЮЩИЕ:

Сформировать знания о сущности теории электролитической диссоциации, о сильных и слабых электролитах.

Закрепить умения составлять ионные уравнения реакций между электролитами в растворах.

Сформировать знания о кислотно-основном равновесии в водных растворах, ионном произведении воды, водородном показателе. Научить выполнять расчеты рН и рОН растворов сильных кислот и сильных оснований.

ВОСПИТАТЕЛЬНЫЕ:

-формировать профессиональное самосознание учащихся, как необходимое условие их гармонического развития как личности;

- стимулировать познавательный интерес учащихся

РАЗВИВАЮЩИЕ:

- уметь наблюдать, характеризировать, анализировать, рассуждать, выделить главное, обобщать и систематизировать полученные результаты.

ОСНАЩЕНИЕ ЗАНЯТИЯ:

- методическая разработка занятия;

-учебное пособие Е.В.Барковский; С.В.Ткачев «Аналитическая химия»;

- модуль «Самостоятельная работа учащихся»;

- таблица «Растворимость кислот, оснований, солей»

Учащиеся должны знать:

· Характеристику степени кислотности растворов по значению рН и концентрации ионов водорода.

· Формулы расчета ионного произведения воды, водородного и гидроксидного показателей.

Учащиеся должны уметь:

· Раскрывать сущность теории электролитической диссоциации.

· Различать сильные и слабые электролиты.

· Составлять ионные уравнения диссоциации кислот, оснований, солей.

· Характеризовать степень кислотности растворов.

МЕЖДИСЦИПЛИНАРНЫЕ СВЯЗИ:

1.Техника лабораторных работ

2.Биохимия с клинико-биохимическими исследованиями.

3.Гематолоические и общеклинические лабораторные исследования.

ХОД ЗАНЯТИЯ

Организационный момент.

Приветствие.Создание доброжелательной атмосферы в группе.

Повторение ранее пройденного материала.

1.Общая характеристика дисциплины.

2.Предмет, задачи и методы аналитической химии.

3.Области применения химического анализа.

4. Основные этапы развития аналитической химии

Объяснение нового материала.

1.Сущность теории электролитической диссоциации. Понятие об электролитах.

2.Диссоциация кислот, солей, оснований в водных растворах.

3.Химические реакции между электролитами. Ионные уравнения.

4.Уравнение диссоциации воды. Константа автопротолиза воды. Понятие о водородном показателе рН. Характеристика степени кислотности растворов по значению рН и концентрации ионов водорода.

5.Расчет рН и рОН растворов сильных кислот и сильных оснований.

Закрепление материала.

Вопросы:

1. Приведите примеры сильных и слабых электролитов.

2. Напишите уравнение диссоциации воды.

3. Дайте определение катионам и анионам.

4. Как протекают реакции ионного обмена?

5. Назовите условия протекания ионных реакций до конца.

6. запишите выражение для константы автопротолиза воды.

7.Какова концентрация ионов водорода в нейтральной, кислой и щелочной среде?

8. Какое значение имеет водородный показатель рН при проведении аналитических реакций?

9. Какое значение имеет водородный показатель рН в организме человека?

Задание: Напишите уравнения диссоциации электролитов. Для слабых электролитов приведите выражение для константы диссоциации.

CaHPO4.

BaCl2

AlOHBr2

Ni(OH)2

H2SO4

Решение:

CaHPO4 ⇄ Ca2+ + HPO42-

Kд. I = [Ca2+] * [HPO42-] / [CaHPO4]

BaCl2 ⇄ Ba2+ + 2Cl-

AlOHBr2 ⇄ AlOH2+ + 2Br-

Ni(OH)2 ⇄ NiOH+ + OH-

Kд. I = [NiOH+] * [OH-] / [Ni(OH)2]

H2SO4 ⇄ 2H+ + SO42-

Задание: В качестве катионов только ионы водорода образуются при диссоциации:

1) HCI

2) NaOH

3) NaHCO3

4) CuCI2

Задание: рН раствора равен 5. Вычислите [Н+] и [ОН-] в этом растворе. Какова окраска фенолфталеина в этом растворе?

5 Домашнее задание.

Е.В.Барковский С.В.Ткачев «Аналитическая химия» с.17-32 (выучить). Упр.1-4, 6-8, с.29 (устно), упр.9. с.29 (письменно).

М.Э.Полеес«Аналитическая химия» с.11-13.

6.Рефлексия. Сравните свои знания по данной теме в начале занятия и в конце? Есть ли прирост знаний?

Лекция № 2

Дисциплина «Аналитическая химия»

Закон действия масс.

Закон действия масс: чем больше константа диссоциации, тем больше ионов в растворе.

КА <=> К⁺ + А^-

[К⁺] [ А^-]

К_D = ----- ---- - -

[К А]

Теория электролитической диссоциации справедлива лишь в отношении растворов слабых электролитов, так как только ионизация слабых электролитов приводит к химическому равновесию, которое характеризуется константой ионизации.Процесс диссоциации сильных электролитов необратим, вследствие этого растворы сильных электролитов и не подчиняются закону действия масс.

Вопрос 1.Автопротолиз воды

Автопротолиз–обратимый процесс передачи протона от одной нейтральной молекулы жидкости к другой и образования в результате равного числа катионов и анионов.

Понятие автопротолиза вытекает из протонной теории кислот и оснований Брёнстеда-Лоури.

Контрольная работа