• Share
  • Email
  • Embed
  • Like
  • Save
  • Private Content
Reaviz electrolytic dissociation lecture 5
 

Reaviz electrolytic dissociation lecture 5

on

  • 236 views

electrolytic dissociation электролиты, физическая химия для медиков, электролитическая диссоцияция

electrolytic dissociation электролиты, физическая химия для медиков, электролитическая диссоцияция

Statistics

Views

Total Views
236
Views on SlideShare
236
Embed Views
0

Actions

Likes
1
Downloads
9
Comments
0

0 Embeds 0

No embeds

Accessibility

Categories

Upload Details

Uploaded via as Microsoft PowerPoint

Usage Rights

© All Rights Reserved

Report content

Flagged as inappropriate Flag as inappropriate
Flag as inappropriate

Select your reason for flagging this presentation as inappropriate.

Cancel
  • Full Name Full Name Comment goes here.
    Are you sure you want to
    Your message goes here
    Processing…
Post Comment
Edit your comment

    Reaviz electrolytic dissociation lecture 5 Reaviz electrolytic dissociation lecture 5 Presentation Transcript

    • Electrolytic dissociation Konstantin GERMAN Chair Head of Natural and Biomedical Sciences, Medical Institute REAVIZ www.slideshare.net
    • ЛЕКЦИЯ № 5: Теория электролитической диссоциации Зав. кафедрой естественных наук Константин Эдуардович Герман
    • Теория электролитической диссоциации (план лекции) Теория электролитической диссоциации. Элементы теории растворов электролитов. Сильные и слабые электролиты. Константы ионизации слабого электролита. Закон разведения Оствальда. Общие положения теории Дебая-Хюккеля. Ионная сила раствора. Активность и коэффициент активности ионов. Электролиты в организме. Осмоляльность и осмолярность биологических жидкостей. Гипо-, гипер- и изотонические растворы. Изотонический коэффициент. Понятия об изоосмии (электролитном гомеостазе). Роль осмоса в биологических системах. Плазмолиз и цитолиз.
    • Теория растворов • • • • • Якоб Вант-Гофф Jacobus Henricus van 't Hoff, Jr. (30 August 1852 – 1 March 1911) Датский физикохимик и органик Первый лауреат Нобелевской премии по химии. • Открыл химическую кинетику, химические равновесия, осмотическое давление, стереохимию в органике • • • • Сванте Аррениус Svante Arrhenius (19 Feb. 1859 – 2 Oct. 1927) Шведский ученый , сначала физик, затем химик – основатель физической химии. • Нобелевская премия по химии в 1903
    • Причину отклонения от законов Вант-Гоффа и Рауля впервые установил в 1887 г шведский ученый Сванте Аррениус, Он предложил теорию электролитической диссоциации, которая основывается на двух постулатах:
    • Сванте Аррениус Два постулата теории электролитической диссоциации: • • • Вещества, растворы которых являются электролитами (т.е. проводят электрический ток), при растворении распадаются на частицы (ионы), которые образуются в результате диссоциации растворенного вещества. Число частиц при этом увеличивается. Ионы, заряженные положительно получили название катионы, т.к. под действием электрического поля движутся к катоду. Ионы заряженные отрицательно – анионы, т.к. под действием электрического поля движутся к аноду. К электролитам относятся соли, кислоты и основания. Al(NO3)3 → Al ³+ + NO3 • • • • • • Электролиты диссоциируют не полностью. Способность вещества к диссоциации характеризуется значением степени электролитической диссоциации - α. Степенью электролитической диссоциации называется отношение количества вещества электролита, распавшегося на ионы, к общему количеству растворенного электролита. α = nионизированное / Nрастворенное n-количество молекул распавшихся на ионы N-общее количество молекул в растворе α- степень электролитической диссоциации Значение α может изменяться от 0 до 1, часто α выражается в процентах (от 0 до 100%).
    • Причиной электролитической диссоциации являются: Со стороны растворяемого вещества Со стороны растворителя • характером химических связей в соединениях • (к электролитам относятся вещества с ионной или ковалентной сильнополярной связью) • дипольным характером растворителя: • молекула воды полярна, т.е. является диполем • Таким образом, электролитической диссоциацией называют процесс распада ионных или полярных соединений на ионы под действием полярных молекул растворителя.
    • Механизм электролитической диссоциации Теорию Аррениуса значительно развили русские ученые И.А.Каблуков и В.А.Кистяковский - они установили: • • • • • Последовательность процессов происходящих при диссоциации при растворении электролита происходит химическое взаимодействие растворенного вещества с водой, которое приводит к образованию гидратов, затем они диссоциируют на ионы, т.е. в растворе находятся гидратированные ионы. Легче всего диссоциация вещества с ионной связью. Последовательность процессов происходящих при диссоциации веществ с ионной связью (солей, щелочей) будет такой: • ориентация молекул диполей воды около ионов кристалла • гидратация (взаимодействие) молекул воды с ионами поверхностного слоя кристалла • диссоциация (распад) кристалла электролита на гидратированные ионы.
    • Пертехнетат лития тригидрат
    • С учетом гидратации ионов уравнение диссоциации выглядит так: NaCl + X H2O → Na + n •H2O + Cl - n• H2O Так как состав гидратированных ионов не всегда постоянен, уравнение записывают сокращенно: NaCl → Na+ + ClАналогично происходит и процесс диссоциации веществ с полярной связью, последовательность происходящих процессов следующая: • ориентация молекул воды вокруг полюсов молекулы электролита • гидратация (взаимодействие) молекулы воды с молекулами электролита • ионизация молекул электролита (превращение ковалентной полярной связи в ионную) • диссоциация (распад) молекул электролита на гидратированные ионы. HCl + H2O → H3O++ ClHCl → H+ + ClВ процессе диссоциации ион водорода в свободном виде не встречается, только в виде иона гидроксония H3O+.
    • Сильные и слабые электролиты. Константа диссоциации. • Сильные электролиты в водных растворах полностью диссоциируют на ионы. Их диссоциация происходит необратимо: • HNO3 → H+ + NO3Применительно к водным растворам сильными электролитами являются: 1. Сильные кислоты: HCl, HBr, HY, H2SO4, HNO3, HСlO4, HMnO4 2. Сильные основания (щелочи): гидроксиды щелочных (группа IA) и щелочноземельных металлов (г руппа IIA периодической системы, кроме гидроксидов Be(OH)2, Mg(OH)2). 3. Большинство растворимых солей (исключения: Fe (SCN)3, Mg(CN)2, HgCI2, Hg(CN)2 и др.) • Слабые электролиты в водном растворе диссоциируют частично, т.к. их диссоциация является обратимым равновесным процессом, что и отражается знаком обратимости в уравнениях диссоциации: • СН3СООН ═ СН3СОО- + Н+ К слабым электролитам относятся: 1. Слабые кислоты: H2CO3, HHb, H2S, H3BO3, HCN, HNO2, H3PO4, H2SO3, H2SiO3 и большинство органических кислот. 2. Слабые основания и амфотерные гидроксиды металлов: Be(OH)2, Mg(OH)2, Fe(OH)2,Zn(OH)2, гидроксид аммония NH4OH, а также органические основания – амины (CH3NH2 ) и амфолиты (H3N+CH2COO-) . 3. Очень слабым электролитом является вода, α = 2 ·10-9.
    • Константа диссоциации • • В растворах слабых электролитов устанавливается динамическое равновесие между недиссоциированными молекулами и ионами. • Это равновесие количественно характеризуется константой равновесия, которая • применительно к процессу диссоциации называется константой диссоциации: Константа диссоциации электролита не зависит от концентрации раствора, но зависит от температуры, а также от природы растворенного вещества и растворителя и при данных условиях является постоянной величиной. Кдисс показывает отношение концентрации ионов в растворе слабого электролита к концентрации недиссоциированных молекул. • У сильных электролитов константа диссоциации отсутствует. • Константа диссоциации слабых электролитов является мерой их силы: чем меньше значение константы, тем слабее электролит.
    • HHB, хлорофилл Спектр поглощения основных хромофоров ткани Оптическая плотность 0.5 Длинноволновое поглощение производных хлорофиллов находится в диапазоне: 0.4 H2O 0.3 0.2 0.1 0.0 600 700 800 900 1000 1100 длина волны (нм) 13
    • Закон разбавления Оствальда. Vilhelms Ostwalds – р.1853 Рига, Российская империя C 1871 по 1932 – в Германии • • С изменением концентрации слабого электролита его степень диссоциации изменяется таким образом, что значение константы диссоциации остается постоянным. Математически зависимость между степенью диссоциации, константой диссоциации и концентрацией раствора выражается законом разбавления Оствальда. • • • Из данного выражения видно, что при разбавлении раствора, т.е. при уменьшении его концентрации (См) степень диссоциации α возрастает.
    • Закон Оствальда: • С увеличением разведения (уменьшением концентрации электролита) степень диссоциации электролита возрастает. • Зная характеристики α и Кдисс можно рассчитать концентрацию ионов в растворах электролитов: где n – число ионов данного типа, образовавшихся при диссоциации одной молекулы электролита
    • Общие положения теории Дебая - Хюккеля • рия льных тов я — ккеля — предложенная Петером Дебаем и Эрихом Хюккелем в 1923 году - статистическая теория разбавленных растворов сильных электролитов, согласно которой каждый ион действием своего электрического заряда поляризует окружение и образует вокруг себя некоторое преобладание ионов противоположного знака — так называемую ионную атмосферу. — ккеля является основой теории электропроводности разбавл. р-ров сильных электролитов, разработанной Л. Онсагером. Она позволяет объяснить увеличение электропроводности р-ра при повышении напряженности постоянного электрич. поля (эффект Вина) и в высокочастотном поле (эффект Дебая-Фалькенхагена).
    • • Типичные зависимости коэффициентов активности • Для концентраций более 0.1 М используют уравнение Питцера • ! ! ! ! • Теория Дебая - Хюккеля не применима к растворам ПАВ, где образуются мицеллы, т.е. в живом организме!
    • ЭЛЕКТРОЛИТЫ В ОРГАНИЗМЕ • • • • Электролиты играют колоссальную роль в жизнедеятельности организмов, в частности человеческого организма. Наличием электролитов в основном определяется осмотическое давление физиологических жидкостей. Существованием перепадов осмотического давления (осмотических градиентов) объясняется явление активного транспорта воды, происходящее в живом организме за счет осмоса. Наличие в физиологических жидкостях электролитов заметно влияет на растворимость белков, аминокислот и других органических соединений. • Способность электролитов удерживать воду в виде гидратов препятствует обезвоживанию организма. • При нормальном состоянии организма содержание эквивалентов катионов в плазме крови составляет в среднем 154 ммоль/л и приходится в основном на долю ионов Na+, K+, Ca+, Mg2+. • Содержание анионов тоже ~154 ммоль/л, большая доля приходится на Cl-, HCO3-. Общее содержание воды в организме человека в расчете на среднюю массу 70 кг составляет 42 кг или 60% от всей массы. Причем 2/3 этого количества сосредоточено во внутриклеточных жидкостях (эритроцитах, мышечных тканях и др.), а 1/3 внеклеточных (плазме крови, тканевой жидкости, лимфе и т.д.).
    • ция, коллигативные свойства растворов • • • • • Электролиты – это вещества растворы, или расплавы которых проводят электрический ток. ция — суммарная концентрация всех растворённых частиц. Может выражаться как осмолярность (осмоль на литр раствора) и как осмоляльность (осмоль на кг растворителя). ль — единица осмотической концентрации, равная осмоляльности, получаемой при растворении в одном кг растворителя одного моль неэлектролита. Соответственно, раствор неэлектролита с концентрацией 1 моль/л имеет осмолярность 1 осмоль/литр. Осмолярность электролита зависит от его концентрации, коэффициента диссоциации и числа ионов, на которые он диссоциирует: • Osm = Φ*n*C • • где Φ — коэффициент диссоциации, принимает значения от 0 (для неэлектролита) до 1 (полная диссоциация), n — количество частиц, на которые диссоциирует молекула. Например, для NaCl n=2, для H2SO4 n=3, C — молярная концентрация раствора. От осмолярности зависят так называемые коллигативные свойства растворов: депрессия точки замерзания (чем выше осмолярность, тем ниже температура замерзания раствора), повышение точки кипения (чем выше осмолярность, тем выше температура кипения) и осмотическое давление.
    • ОСМОТИЧЕСКАЯ АКТИВНОСТЬ (КОНЦЕНТРАЦИЯ) • • • • • Осмотическая активность биологической жидкости определяется концентрацией осмотически активных веществ и создаётся недиссоциирующими соединениями и электролитами. Данная активность (соответствующая 1 л раствора) выражается в миллиосмолях (мосм), равных миллиэквивалентам (мэкв) одновалентных ионов для них также справедливо соотношение мэкв/л = ммоль/л Соли типа натрия хлорида полностью диссоциируют в воде, поэтому конечная осмотическая активность раствора вдвое больше концентрации каждого электролита. Напротив, глюкоза не диссоциирует в воде, следовательно, осмотическая активность её количества, равного 1 ммоль и содержащегося в 1 л раствора, составит 1 мосм. • Для выражения степени осмотической активности раствора используют следующие понятия. • Осмолярность — число осмолей растворённого вещества, содержащегося в 1 л раствора. • Осмоляльность — число осмолей растворённого вещества, содержащегося в 1 кг растворителя. • У биологических жидкостей разница между ними незначительна, поэтому указанные термины могут иметь одинаковое смысловое значение в медицине.
    • ОСМОЛЯЛЬНОСТЬ И ОСМОТИЧЕСКОЕ ДАВЛЕНИЕ • Под осмотическим давлением, и • Вместе с тем существуют эффективной осмоляльностью, вещества, которые, будучи подразумевают разницу растворёнными, осмотической активности двух способствуют повышению растворов, разделённых осмоляльности раствора в полупроницаемой мембраной каждом из двух отсеков без (на два отсека), через которую возрастания осмотического свободно проходят только давления. молекулы воды (растворитель). • В качестве примеров таких • Данная разница создаёт веществ, приводящих к осмотический градиент для гиперосмоляльности движения воды из раствора с растворов без повышения низкой концентрацией в раствор осмотического давления, с более высокой осмотической можно привести мочевину и концентрацией. спирты (этанол, метанол, этиленгликоль и др.) * * Это связано с тем, что мочевина и другие вещества легко проникают через биомембраны.
    • ОСМОЛЯЛЬНОСТЬ ПЛАЗМЫ КРОВИ • Осмоляльность плазмы крови (внеклеточная жидкость) можно измерить в лаборатории, используя определение точки замерзания — криоскопическои константы. • (Температура замерзания растворов осмотически активных веществ ниже точки замерзания воды, 00С, поэтому для каждой концентрации существует своя криоскопическая константа.) • Образец плазмы крови помещают в морозильную камеру и регистрируют точку замерзания, затем по ней определяют осмоляльность этой биологической жидкости • (например, одноосмоляльные растворы замерзают при температуре -1,86 °С). • Осмоляльность плазмы также можно вычислить, исходя из содержания в ней натрия, хлора, глюкозы и мочевины (главные осмотические компоненты внеклеточной жидкости). • В расчёте, приведённом ниже, использованы следующие данные: • концентрация натрия составляет 140 мэкв/л, глюкозы — 5 ммоль/л, мочевины крови — 5 ммоль/л • Осмоляльность плазмы = 2 х Na + глюкоза (ммоль/л) + мочевина (ммоль/л) = 2 х (140) + 5 + 5 = 290 мосм/кг Н2О
    • ОСМОТИЧЕСКОЕ ДАВЛЕНИЕ ПЛАЗМЫ • Эффективная осмоляльность, или осмотическое давление плазмы, можно вычислить по аналогичной формуле, предварительно исключив из неё выражение, обозначающее концентрацию азота мочевины крови (вследствие способности мочевины свободно проникать сквозь клеточные мембраны и тем самым не создавать осмотического градиента между внеклеточной и внутриклеточной жидкостью). • Осмотическое давление плазмы = 2 х Na + глюкоза (ммоль/л) • = 2 х (140) + 5 = 285 мосм/кг Н2О • Разница между осмоляльностью плазмы и её осмотическим давлением у здоровых людей очень незначительна из-за малой концентрации мочевины во внеклеточной жидкости. • В случае азотемии (избыт. N) указанная разница существенно возрастает. • Однако при чистых гиперосмолярных синдромах, не сопровождающихся повышенным осмотическим давлением, не происходит диффузии воды через клеточные мембраны и, следовательно, последствия таких расстройств незначительные.
    • ОСМОЛЯЛЬНАЯ РАЗНИЦА • Разность между измеренным и подсчитанным по формуле значением осмоляльностиляльности плазмы соответствует концентрации других осмотически активных веществ, не учтённых при вычислении (например, магний, кальций, белки и др.). • Подобную разность называют осмоляльной разницей (в норме она составляет 10 мэкв/л или меньше). • Повышенную осмоляльную разницу следует интерпретировать, исходя из значений вычисленной осмоляльности плазмы. • Если вычисленная осмоляльность незначительна, то уменьшен объём жидкой части плазмы в результате гиперпротеинемии или гиперлипидемии. • Если значение осмоляльности плазмы находится в пределах нормы, то увеличенная осмоляльная разница свидетельствует о присутствии токсинов (этанол, метанол, этиленгликоль) или других осмотически активных веществ, таких, как маннит либо трудноидентифицируемые средние молекулы, накапливающиеся при почечной недостаточности. • Определение осмоляльной разницы можно использовать для дифференциации острой и хронической почечной недостаточности. При острой почечной недостаточности осмоляльная разница будет нормальной, а при хронической — повышенной.
    • • Изотонический коэффициент (также фактор ВантГоффа; обозначается i ) — введён Я. Вант-Гоффом. безразмерный параметр, характеризующий поведение вещества в растворе. В 1901 году первым получил Нобелевскую премию по химии — за его заслуги в изучении растворов . • Численно равен отношению значения некоторого коллигативного свойства раствора данного вещества и значения того же коллигативного свойства неэлектролита той же концентрации при неизменных прочих параметрах системы: где solut. — данный раствор, nel. solut. — раствор неэлектролита той же концентрации, Tbp — температура кипения, Tmp — температура плавления (замерзания).
    • Изотонический коэффициент показывает • насколько в растворе электролита больше частиц по сравнению с раствором неэлектролита аналогичной концентрации, • Он связан со способностью вещества распадаться в растворе на ионы, то есть, со степенью диссоциации. • Если формульная единица или молекула содержит n ионов (или атомов при полярных связях, в растворе превращающихся в ионы), • количество исходных молекул равно N, • а степень диссоциации соединения — α, • то количество диссоциировавших молекул равно N·α • При этом образуются N·α·n ионов), • Общее количество частиц в растворе равно ((N — N·α) + N·α·n).
    • Спасибо за внимание!
    • Шкала рН
    • Ionic Compounds and Metals Chemistry Unit 6
    • Main Ideas • Ions are formed when atoms gain or lose valence electrons to achieve a stable octet electron configuration. • Oppositely charged ion attract each other, forming electrically neutral ionic compounds. • In written names and formulas for ionic compounds, the cation appears first, followed by the anion. • Metals form crystal lattices and can be modeled as cations surrounded by a “sea’” of freely moving valence electrons.
    • Ion Formation Ions are formed when atoms gain or lose valence electrons to achieve a stable octet electron configuration. Goals and Objectives: • Define a chemical bond. • Describe the formation of positive and negative ions. • Relate ion formation to electron configuration.
    • Valence Electrons and Chemical Bonds • Chemical Bond – is a force that holds two atoms together. – They can form between the positive nucleus of one atom and the negative valence electrons of another atom or between two oppositely charged ions.
    • Valence Electrons and Chemical Bonds • Atom’s try to form the octet – the stable arrangement of eight valence electrons in the outer energy level – by gaining or losing valence electrons. • The transfer of valence electrons between two atoms is based on the ionization energy and electron affinity of the two atoms. – Noble gases- high ionization energy + low electron affinity = little chemical reactivity.
    • Positive Ion Formation • Cation – positively charged ion – Example: • Sodium atom: – 1s2 2s2p6 3s1 • Sodium ion: – 1s2 2s2 p6 = neon
    • Positive Ion Formation • Metal atoms are reactive because they lose valence electrons easily. – Group 1: commonly form +1 ions – Group 2: commonly form +2 ions – Group 13: sometimes +3 ions
    • Positive Ion Formation • Transition metal ions have an outer shell of s2 – They will lose their s electrons and occasionally a d electron. – Typically form +2 or +3 ions but can form greater than +3 ions
    • Positive Ion Formation • Other relatively stable electron arrangements are referred to as pseudo-noble gas configurations. – Groups 11-14 will lose electrons to form full outer shells: s, p, and d.
    • Negative Ion Formation • An anion is a negatively charged ion. (Add “-ide” to the end of the root atom name.) – Nonmetals easily gain electrons. – Example: • Chlorine atom: – 1s2 2s2p6 3s2p5 • Chlorine ion: – 1s2 2s2p6 3s2p6 = Argon
    • Negative Ion Formation • Nonmetal ions gain the number of electrons required to fill an octet. • Some nonmetals can gain or lose electrons to complete an octet. – Phosphorus can gain 3 or lose 5 – Group 15 usually gains 3 electrons – Group 16 usually gains 2 electrons – Group 17 usually gains 1 electron
    • Practice Problems • CALM 6:1
    • Ionic Bonds and Ionic Compounds
    • Ionic Bonds and Ionic Compounds Oppositely charged ions attract each other, forming electrically neutral ionic compounds. Goals and Objectives: •Describe the formation of ionic bonds and the structure of ionic compounds. • Generalize about the strength of ionic bonds based on the physical properties of ionic compounds. • Categorize ionic bond formation as exothermic or endothermic.
    • Ionic Bond • Ionic Bond is the electrostatic force that holds oppositely charged particles together. • Ionic Compound is a compound that contains an ionic bond. – Ionic bonds between metals and oxygen are called oxides. – Most other ionic compounds are considered salts.
    • Binary Ionic Compound • Binary Ionic compound is an ionic compound that contains two different elements. – One metallic cation and a nonmetallic anion. – Examples: NaCl, MgO, KBr, LiF
    • Ionic Bond Formation • Electrons gained and lost in each element must be equal. (conservation of electrons) – Calcium and Fluorine – Aluminum and Oxygen – Sodium and Chlorine
    • Properties of Ionic Compounds • Compounds are organized such that a pattern repeats to balance attraction and repulsion • Total charge of a compound is neutral • Often highly organized • Example: NaCl crystal
    • Crystal Lattice • A crystal lattice is a three dimensional geometric arrangement of particles. – Each negative ion is surrounded by a positive ion which results in strong attractions between ions. – Size and shape are dependent on relative numbers of ions.
    • Crystal Lattice • Physical Properties: – Characteristics of bond strength – ionic bonds are relatively strong and take a large amount of energy to break. • Melting point – high • Boiling point – high • Hardness of material is high: rigid and brittle solids.
    • Properties of Ionic Compounds
    • Crystal Lattice • Characteristics of the compound: – Conducts electricity, conditionally • Ions in solid state ionic compounds are locked in place and they do not have free electrons in order to conduct electricity. • Ionic compounds that are melted or dissolved in aqueous solutions have ions that are free to move and therefore do conduct electricity –Electrolyte – an ionic compound that conducts electricity in an aqueous solution.
    • Energy and the Ionic Bond • Formation of ionic compounds forms a more stable system and therefore reduces the energy required to sustain it. – Since the creating of bonds lowers energy, energy is released in the process. The creation of bonds is said to be Exothermic. • Exothermic – energy is released during a chemical reaction.
    • Energy and the Ionic Bond • Breaking of ionic compounds reduces the stability of a system and therefore increases the energy required to sustain it . – Since the creating of bonds lowers energy, the breaking of bonds increases energy and therefore it is required for the process. • Endothermic – energy is absorbed during a chemical reaction.
    • Lattice Energy • Lattice energy is the energy required to separate 1 mole of the ions of an ionic compound. – higher the lattice energy the stronger the bond strength. – Directly related to the size of the ions bonded. • smaller ions form compounds more closely because attraction increases with decreased distance. – Also affected by charge of ions • Higher ion charge typically has higher lattice energy.
    • Lattice Energy Q1Q2 Lattice µ r
    • Practice Problems • CALM 6:2
    • Names and Formulas for Ionic Compounds
    • Names and Formulas for Ionic Compounds In written names and formulas for ionic compounds, the cation appears first, followed by the anion. Goals and Objectives: •Relate a formula unit of an ionic compound to its composition. •Write formulas for ionic compounds and oxyanions. •Apply naming conventions to ionic compounds and oxyanions.
    • Formulas for Ionic Compounds • A standardized system for naming compounds was developed for much the same reason as the SI unit system. This serves as a universal naming system for communication among the science community.
    • Formula Unit • A formula unit is the chemical formula for an ionic compound and represents the simplest ratio of ions. – MgCl2 not Mg4Cl8 • A monoatomic ion is a one atom ion.
    • Oxidation number • Oxidation number (oxidation state) the charge of a monatomic ion.
    • Formulas for Ionic Compounds • The symbol for the cation is written first with the anion second. • Subscripts represent the number of atoms of each element in a compound. • The total charge must equal zero in an ionic compound.
    • Polyatomic Ions • Polyatomic ions are made up of more than one atom. • Formulas for polyatomic ionic compounds – Charge applies to the entire group of atoms. – Parentheses are used if more than one polyatomic ion is needed to balance a compound. • Do not change subscripts within the ion group • Example (NH4)O
    • Polyatomic Ions
    • Oxyanion • An oxyanion is a polyatomic negative ion composed of an element, usually a nonmetal, bonded to one or more oxygen.
    • Oxyanion Naming Rules
    • Names for Ions and Ionic Compounds 1. Name the cation followed by the anion. 2. For monatomic cations, use the element name. 3. For monatomic anions, use the root of the element with the suffix –ide.
    • Names for Ions and Ionic Compounds 4. Multiple oxidation states are represented by a Roman numeral in paranthesis after the cation. a) This applies to transition metals with more than one oxidation state and not the Group 1 and 2 cations. b) Example: FeO is Iron (II) oxide; Fe2O3 Iron (III) oxide. 5. With a polyatomic ion, name the cation followed by the name of the polyatomic ion. a) Example: NaOH is sodium hydroxide.
    • Problem Solving
    • Practice Problems • CALM 6:3
    • Metallic Bonds and the Properties of Metals
    • Metallic Bonds and the Properties of Metals Metals form crystal lattices and can be modeled as cations surrounded by a “sea” of freely moving valence electrons. Goals and Objectives: •Describe a metallic bond. •Relate the electron sea model to the physical properties of metals. •Define alloys, and categorize them into two basic types.
    • Metals • Metals are not ionic but share several properties with ionic compounds. • Metals also form lattices in the solid state, where 8 to 12 other atoms closely surround each metal atom. – Within the crowded lattice, the outer energy levels of metal atoms overlap.
    • Electron Sea Model The electron sea model proposes that all metal atoms in a metallic solid contribute their valence electrons to form a "sea" of electron. • The electrons are free to move around and are referred to as delocalized electrons, forming a metallic cation.
    • Metallic Bonds A metallic bond is the attraction of an metallic cation for delocalized electrons
    • Properties of Metals • Boiling points are much more extreme than melting points because of the energy required to separate atoms from the groups of cations and electrons.
    • Properties of Metals • Metals are malleable because they can be hammered into sheets. • Metals are ductile because they can be drawn into wires.
    • Properties of Metals • Mobile electrons around cations make metals good conductors of electricity and heat. • As the number of delocalized electrons increases, so does hardness and strength.
    • Metal Alloys An alloy is a mixture of elements that has metallic properties. • The properties of alloys differ from the elements they contain.
    • Metal Alloys
    • Metal Alloys • Substitutional alloys are formed when some atoms in the original metallic solid are replaced by other metals of similar atomic structure. • Interstitial alloys are formed when small holes in a metallic crystal are filled with smaller atoms.
    • Practice Problems • CALM 6:4
    • Accumulating Content • How does the electron configuration of a neutral element compare to that of its ion configuration?
    • Accumulating Content • How does energy and stability relate to ion formation and bond formation?
    • Accumulating Content • What are some physical and chemical properties of metals that are caused by the way they ionize or bond?
    • Study Guide Key Concepts
    • Key Concepts • A chemical bond is the force that holds two atoms together. • Some atoms form ions to gain stability. This stable configuration involves a complete outer energy level, usually consisting of eight valence electrons. • Ions are formed by the loss or gain of valence electrons.
    • Key Concepts • The number of protons remains unchanged during ion formation. • Ionic compounds contain ionic bonds formed by the attraction of oppositely charged ions. • Ions in an ionic compound are arranged in a repeating pattern known as a crystal lattice
    • Key Concepts • Ionic compound properties are related to ionic bond strength. • Ionic compounds are electrolytes; they conduct an electric current in the liquid phase and in aqueous solution. • Lattice energy is the energy needed to remove 1 mol of ions from its crystal lattice.
    • Key Concepts • A formula unit gives the ratio of cations to anions in the ionic compound. • A monatomic ion is formed from one atom. The charge of a monatomic ion is its oxidation number. • Roman numerals indicate the oxidation number of cations having multiple possible oxidation states.
    • Key Concepts • Polyatomic ions consist of more than one atom and act as a single unit. • To indicate more than one polyatomic ion in a chemical formula, place parentheses around the polyatomic ion and use a subscript. • A metallic bond forms when metal cations attract freely moving, delocalized valence electrons.
    • Key Concepts • In the electron sea model, electrons move through the metallic crystal and are not held by any particular atom. • The electron sea model explains the physical properties of metallic solids. • Metal alloys are formed when a metal is mixed with one or more other elements.
    • Questions Cations form when atoms _______ electrons. A.gain B.lose C.charge D. delocalize
    • Questions What is the repeating pattern of atoms in an ionic solid called? A.crystal lattice B.ionic lattice C.energy lattice D. ionic bonding
    • Questions Give the name of the following: NaClO4 A.sodium hypochlorite B.sodium chlorite C.sodium chlorate D. sodium perchlorate
    • Questions As the distance between ions in an ionic bond is shortened, A.the energy to break the bond decreases. B.the electrostatic attraction decreases. C.the electrostatic attraction increases. D. the ionic bond changes to a metallic bond.
    • Questions An alloy is what type of substance? A.heterogeneous mixture B.compound C.mixture of elements D. element
    • Questions Which is NOT true about metallic solids? A.Metals are shiny. B.Metals are good conductors of heat and electricity. C.Metals are ductile. D. Metals have relatively low boiling points.
    • Questions Electrons in an atom’s outer most energy level are referred to as what? A.ions B.cations C.valence electrons D. noble-gas electrons
    • Questions What is the oxidation state of copper in Cu(II)Cl2? A.1+ B.2+ C.2– D. unable to determine
    • Questions Which elements naturally occur with a full octet of valence electrons? A.alkali metals B.alkali earth metals C.halogens D. noble gases
    • Questions How many electrons are in a full octet? A.10 B.8 C.6 D. 4
    • The End