electrolytic dissociation электролиты, физическая химия для медиков, электролитическая диссоцияция

1. Electrolytic dissociation
Konstantin GERMAN
Chair Head of Natural and Biomedical Sciences,
Medical Institute REAVIZ
www.slideshare.net

2. ЛЕКЦИЯ № 5:
Теория электролитической
диссоциации
Зав. кафедрой естественных наук
Константин Эдуардович
Герман

3. 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.

4. 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

5. 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:

6. 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%).

7. 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.

8. 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.

9. Пертехнетат лития тригидрат

10. 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+.

11. 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.

12. 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.

13. 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

14. 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.

15. 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

16. 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).

17. • 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!

18. 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.).

19. 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.

20. 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.

21. 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.

22. 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

23. 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.

24. 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.

25. • 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).

26. 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).

27. Спасибо за внимание!

28. Шкала рН

29. Ionic Compounds and
Metals
Chemistry Unit 6

30. 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.

31. 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.

32. 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.

33. 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.

34. Positive Ion Formation
• Cation – positively charged ion
– Example:
• Sodium atom:
– 1s2 2s2p6 3s1
• Sodium ion:
– 1s2 2s2 p6 = neon

35. 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

36. 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

37. 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.

38. 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

39. 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

40. Practice Problems
• CALM 6:1

41. Ionic Bonds and Ionic
Compounds

42. 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.

43. 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.

44. 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

45. 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

46. 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

47. 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.

48. 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.

49. Properties of Ionic Compounds

50. 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.

51. 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.

52. 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.

53. 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.

54. Lattice Energy
Q1Q2
Lattice µ
r

55. Practice Problems
• CALM 6:2

56. Names and Formulas for Ionic
Compounds

57. 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.

58. 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.

59. 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.

60. Oxidation number
• Oxidation number (oxidation state) the charge of a
monatomic ion.

61. 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.

62. 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

63. Polyatomic Ions

64. Oxyanion
• An oxyanion is a polyatomic negative ion composed
of an element, usually a nonmetal, bonded to one or
more oxygen.

65. Oxyanion Naming Rules

66. 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.

67. 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.

68. Problem Solving

69. Practice Problems
• CALM 6:3

70. Metallic Bonds and the
Properties of Metals

71. 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.

72. 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.

73. 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.

74. Metallic Bonds
A metallic bond is the attraction of an metallic cation
for delocalized electrons

75. 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.

76. Properties of Metals
• Metals are malleable because they can be hammered
into sheets.
• Metals are ductile because they can be drawn into
wires.

77. 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.

78. Metal Alloys
An alloy is a mixture of elements that has metallic
properties.
• The properties of alloys differ from the elements
they contain.

79. Metal Alloys

80. 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.

81. Practice Problems
• CALM 6:4

82. Accumulating Content
• How does the electron configuration of a
neutral element compare to that of its ion
configuration?

83. Accumulating Content
• How does energy and stability relate to ion
formation and bond formation?

84. Accumulating Content
• What are some physical and chemical
properties of metals that are caused by the
way they ionize or bond?

85. Study Guide
Key Concepts

86. 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.

87. 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

88. 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.

89. 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.

90. 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.

91. 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.

92. Questions
Cations form when atoms _______ electrons.
A.gain
B.lose
C.charge
D. delocalize

93. 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

94. Questions
Give the name of the following: NaClO4
A.sodium hypochlorite
B.sodium chlorite
C.sodium chlorate
D. sodium perchlorate

95. 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.

96. Questions
An alloy is what type of substance?
A.heterogeneous mixture
B.compound
C.mixture of elements
D. element

97. 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.

98. 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

99. Questions
What is the oxidation state of copper in
Cu(II)Cl2?
A.1+
B.2+
C.2–
D. unable to determine

100. Questions
Which elements naturally occur with a full octet
of valence electrons?
A.alkali metals
B.alkali earth metals
C.halogens
D. noble gases

101. Questions
How many electrons are in a full octet?
A.10
B.8
C.6
D. 4

102. The End