Διάσπαση ιοντικών ενώσεων. Ηλεκτρολυτική διάσταση

Οι ουσίες των οποίων τα διαλύματα (ή τα τήγματα) φέρουν ηλεκτρισμό ονομάζονται e le c t r o l i t a m i Συχνά, τα ίδια τα διαλύματα αυτών των ουσιών ονομάζονται επίσης ηλεκτρολύτες. Αυτά τα διαλύματα (τήγματα) ηλεκτρολυτών είναι μαέστροι δεύτερου είδους,αφού η μετάδοση του ηλεκτρισμού πραγματοποιείται σε αυτά με κίνηση i o n o v - φορτισμένα σωματίδια. Ένα σωματίδιο που είναι θετικά φορτισμένο ονομάζεται κατιόν (Ca +2), ένα σωματίδιο που φέρει αρνητικό φορτίο - ανιόν (ΑΥΤΟΣ -). Τα ιόντα μπορεί να είναι απλά (Ca +2, H +) και σύνθετα (RO 4 ־ 3, HCO 3 ־ 2).

Θεμελιωτής της θεωρίας της ηλεκτρολυτικής διάστασης είναι ο Σουηδός επιστήμονας S. Arrhenius. Σύμφωνα με τη θεωρία ηλεκτρολυτική διάσταση ονομάζεται αποσύνθεση των μορίων σε ιόντα όταν αυτά διαλύονται στο νερό, και αυτό συμβαίνει χωρίς την επίδραση ηλεκτρικού ρεύματος. Ωστόσο, αυτή η θεωρία δεν απάντησε στα ερωτήματα: τι προκαλεί την εμφάνιση ιόντων στα διαλύματα και γιατί τα θετικά ιόντα, που συγκρούονται με αρνητικά, δεν σχηματίζουν ουδέτερα σωματίδια.

Ρώσοι επιστήμονες συνέβαλαν στην ανάπτυξη αυτής της θεωρίας: D.I. Mendeleev, I. A. Kablukov - υποστηρικτές της χημικής θεωρίας των διαλυμάτων, οι οποίοι έδωσαν προσοχή στην επίδραση του διαλύτη στη διαδικασία διάστασης. Ο Kablukov υποστήριξε ότι μια διαλυμένη ουσία αλληλεπιδρά με έναν διαλύτη ( διαδικασία επίλυσης ) σχηματισμός προϊόντων μεταβλητής σύνθεσης ( s o l v a t y ).

Το επιδιαλυτωμένο σύμπλοκο είναι ένα ιόν που περιβάλλεται από μόρια διαλύτη (κέλυφος διαλύματος), τα οποία μπορεί να είναι διαφορετικών ποσοτήτων (εξαιτίας αυτού επιτυγχάνεται μια μεταβλητή σύνθεση). Εάν ο διαλύτης είναι νερό, τότε η διαδικασία αλληλεπίδρασης των μορίων της διαλυμένης ουσίας και του διαλύτη ονομάζεται g i d r a t a c i e y, και το προϊόν αλληλεπίδρασης είναι g i d r a t o m.

Έτσι, η αιτία της ηλεκτρολυτικής διάστασης είναι η διαλυτοποίηση (ενυδάτωση). Και είναι η διαλυτοποίηση (ενυδάτωση) των ιόντων που εμποδίζει την αντίστροφη σύνδεση σε ουδέτερα μόρια.

Ποσοτικά, η διαδικασία διάστασης χαρακτηρίζεται από την τιμή βαθμοί ηλεκτρολυτικής διάστασης ( α ), που είναι ο λόγος της ποσότητας της ιονισμένης ύλης προς τη συνολική ποσότητα της διαλυμένης ουσίας. Από αυτό προκύπτει ότι για ισχυρούς ηλεκτρολύτες α = 1 ή 100% (ιόντα διαλυμένης ουσίας υπάρχουν στο διάλυμα), για ασθενείς ηλεκτρολύτες 0< α < 1 (в растворе присутствуют наряду с ионами растворенного вещества и его недиссоциированные молекулы), для неэлектролитов α = 0 (δεν υπάρχουν ιόντα στο διάλυμα). Εκτός από τη φύση της διαλυμένης ουσίας και του διαλύτη, η ποσότητα α εξαρτάται από τη συγκέντρωση του διαλύματος και τη θερμοκρασία.

Εάν ο διαλύτης είναι νερό, οι ισχυροί ηλεκτρολύτες περιλαμβάνουν:

1) όλα τα άλατα.

2) τα ακόλουθα οξέα: HCl, HBr, HI, H2SO4, HNO3, HClO4;

3) οι ακόλουθες βάσεις: LiOH, NaOH, KOH, RbOH, CsOH, Ca(OH) 2, Sr(OH) 2, Ba(OH) 2.

Η διαδικασία της ηλεκτρολυτικής διάστασης είναι αναστρέψιμη, επομένως, μπορεί να χαρακτηριστεί από την τιμή της σταθεράς ισορροπίας, η οποία, στην περίπτωση ενός αδύναμου ηλεκτρολύτη, ονομάζεται σταθερά διάστασης (Κ ρε ) .

Όσο μεγαλύτερη είναι αυτή η τιμή, τόσο πιο εύκολα αποσυντίθεται ο ηλεκτρολύτης σε ιόντα, τόσο περισσότερα ιόντα βρίσκονται σε διάλυμα. Για παράδειγμα: HF ═ H + + F־

Αυτή η τιμή είναι σταθερή σε μια δεδομένη θερμοκρασία και εξαρτάται από τη φύση του ηλεκτρολύτη, του διαλύτη.

Τα πολυβασικά οξέα και οι βάσεις πολυοξέων διαχωρίζονται σταδιακά. Για παράδειγμα, τα μόρια θειικού οξέος αφαιρούν πρώτα ένα κατιόν υδρογόνου:

H 2 SO 4 ═ H + + HSO 4 ־.

Εξάλειψη του δεύτερου ιόντος σύμφωνα με την εξίσωση

HSO 4 ־ ═ H + + SO 4 ־ 2

είναι πολύ πιο δύσκολο, αφού πρέπει να ξεπεράσει την έλξη από το διπλά φορτισμένο ιόν SO 4 ־ 2, το οποίο, φυσικά, έλκει το ιόν υδρογόνου προς τον εαυτό του πιο ισχυρά από το μονοφορτισμένο ιόν HSO 4 ־ . Επομένως, το δεύτερο στάδιο διάσπασης εμφανίζεται σε πολύ μικρότερο βαθμό από το πρώτο.

Οι βάσεις που περιέχουν περισσότερες από μία ομάδες υδροξυλίου στο μόριο διασπώνται επίσης σταδιακά. Για παράδειγμα:

Ba(OH) 2 ═ BaOH + + OH - ;

BaOH + \u003d Ba 2+ + OH -.

Τα μεσαία (κανονικά) άλατα πάντα διασπώνται σε μεταλλικά ιόντα και υπολείμματα οξέος:

CaCl 2 \u003d Ca 2+ + 2Cl -;

Na 2 SO 4 \u003d 2Na + + SO 4 2-.

Τα όξινα άλατα, όπως τα πολυβασικά οξέα, διασπώνται σταδιακά. Για παράδειγμα:

NaHCO 3 \u003d Na + + HCO 3 -;

HCO 3 - \u003d H + + CO 3 2-.

Ωστόσο, ο βαθμός διάστασης στο δεύτερο στάδιο είναι πολύ μικρός, έτσι ώστε το διάλυμα άλατος οξέος να περιέχει μόνο μικρό αριθμό ιόντων υδρογόνου.

Τα βασικά άλατα διασπώνται σε ιόντα βασικών και όξινων υπολειμμάτων. Για παράδειγμα:

Fe(OH)Cl2 = FeOH 2+ + 2Cl-.

Η δευτερογενής διάσταση των ιόντων των κύριων υπολειμμάτων σε ιόντα μετάλλου και υδροξυλίου σχεδόν δεν συμβαίνει.

Διάλεξη. Θεωρία ηλεκτρολυτικής διάστασης.

Ηλεκτρολύτες, μη ηλεκτρολύτες. ηλεκτρολυτική διάσταση.

Ο λόγος για την απόκλιση από τους νόμους των van't Hoff και Raoult καθιερώθηκε για πρώτη φορά το 1887 από τον Σουηδό επιστήμονα Svante Arrhenius, ο οποίος πρότεινε τη θεωρία της ηλεκτρολυτικής διάστασης, η οποία βασίζεται σε δύο αξιώματα:

Ουσίες των οποίων οι λύσεις είναι ηλεκτρολύτες (δηλαδή, διεξάγουν ηλεκτρικό ρεύμα), όταν διαλυθούν, αποσυντίθενται σε σωματίδια (ιόντα), τα οποία σχηματίζονται ως αποτέλεσμα της διάστασης της διαλυμένης ουσίας. Σε αυτή την περίπτωση, ο αριθμός των σωματιδίων αυξάνεται. Τα ιόντα που είναι θετικά φορτισμένα ονομάζονται κατιόντα , επειδή υπό την επίδραση ενός ηλεκτρικού πεδίου, κινούνται προς την κάθοδο Αρνητικά φορτισμένα ιόντα - ανιόντα , επειδή υπό την επίδραση ηλεκτρικού πεδίου κινούνται προς την άνοδο. Οι ηλεκτρολύτες περιλαμβάνουν άλατα, οξέα και βάσεις.

Al(NO3)3 ® Al ³ + + NO3ֿ

Οι ηλεκτρολύτες δεν διασπώνται πλήρως. Η ικανότητα μιας ουσίας να διασπάται χαρακτηρίζεται από την τιμή του βαθμού ηλεκτρολυτικής διάστασης - α. Ο βαθμός ηλεκτρολυτικής διάστασης είναι ο λόγος της ποσότητας της ηλεκτρολυτικής ουσίας που αποσυντίθεται σε ιόντα προς τη συνολική ποσότητα του διαλυμένου ηλεκτρολύτη.

ένα = ιονισμένο / Ν διαλυμένο

n είναι ο αριθμός των μορίων που αποσυντίθενται σε ιόντα

N είναι ο συνολικός αριθμός των μορίων στο διάλυμα

α- βαθμός ηλεκτρολυτικής διάστασης

Η τιμή του a μπορεί να κυμαίνεται από 0 έως 1, συχνά το a εκφράζεται ως ποσοστό (από 0 έως 100%). Ο βαθμός διάστασης δείχνει ποιο μέρος της διαλυμένης ποσότητας ηλεκτρολύτη υπό δεδομένες συνθήκες βρίσκεται σε διάλυμα με τη μορφή ένυδρων ιόντων.

Οι αιτίες της ηλεκτρολυτικής διάστασης οφείλονται σε:

η φύση των χημικών δεσμών σε ενώσεις (οι ηλεκτρολύτες περιλαμβάνουν ουσίες με ιοντικό ή ομοιοπολικό υψηλά πολικό δεσμό)

Η φύση του διαλύτη: το μόριο του νερού είναι πολικό, δηλ. είναι δίπολο

Με αυτόν τον τρόπο, ηλεκτρολυτική διάσταση ονομάζεται η διαδικασία διάσπασης ή πολικών ενώσεων σε ιόντα υπό τη δράση μορίων πολικών διαλυτών.

Ο μηχανισμός της ηλεκτρολυτικής διάστασης.

Η θεωρία του Arrtsius αναπτύχθηκε σημαντικά από τους Ρώσους επιστήμονες I.A. Kablukov και V.A. Kistyakovsky, απέδειξαν ότι όταν διαλύεται ο ηλεκτρολύτης, εμφανίζεται η χημική αλληλεπίδραση της διαλυμένης ουσίας με το νερό, η οποία οδηγεί στο σχηματισμό ένυδρων αλάτων και στη συνέχεια διασπώνται σε ιόντα , δηλ. ενυδατωμένα ιόντα σε διάλυμα.

Ο ευκολότερος τρόπος είναι η διάσταση μιας ουσίας με ιοντικό δεσμό. Η ακολουθία των διεργασιών που λαμβάνουν χώρα κατά τη διάσπαση ουσιών με έναν ιοντικό δεσμό (άλατα, αλκάλια) θα είναι η εξής:

προσανατολισμός των μορίων του διπόλου του νερού κοντά σε ιόντα κρυστάλλων

ενυδάτωση (αλληλεπίδραση) μορίων νερού με ιόντα της επιφανειακής στιβάδας του κρυστάλλου

διάσπαση (αποσύνθεση) του κρυστάλλου ηλεκτρολύτη σε ενυδατωμένα ιόντα.

Λαμβάνοντας υπόψη την ενυδάτωση των ιόντων, η εξίσωση διάστασης μοιάζει με αυτό:

NaCl + X H2O ® Na + n H2O + Cl - n H2O

Δεδομένου ότι η σύνθεση των ενυδατωμένων ιόντων δεν είναι πάντα σταθερή, η εξίσωση γράφεται σε συντομογραφία:

NaCl ® Na + + Cl -

Ομοίως, συμβαίνει η διαδικασία διάστασης των ουσιών με έναν πολικό δεσμό, η ακολουθία των συνεχιζόμενων διεργασιών είναι η εξής:

προσανατολισμός των μορίων του νερού γύρω από τους πόλους ενός μορίου ηλεκτρολύτη

ενυδάτωση (αλληλεπίδραση) μορίων νερού με μόρια ηλεκτρολυτών

ιονισμός μορίων ηλεκτρολύτη (μετατροπή ομοιοπολικού πολικού δεσμού σε ιοντικό)

διάσπαση (αποσύνθεση) των μορίων του ηλεκτρολύτη σε ενυδατωμένα ιόντα.

HCl + H2O ® H3O + + Cl -

HCl ® H + + Cl -

Στη διαδικασία της διάστασης, το ιόν υδρογόνου δεν εμφανίζεται σε ελεύθερη μορφή, μόνο με τη μορφή του ιόντος υδρονίου H3O + .

ΛΥΣΕΙΣ
ΘΕΩΡΙΑ ΗΛΕΚΤΡΟΛΥΤΙΚΗΣ ΑΠΟΣΥΝΔΕΣΗΣ

ΗΛΕΚΤΡΟΛΥΤΙΚΗ ΑΠΟΣΥΝΔΕΣΗ
ΗΛΕΚΤΡΟΛΥΤΕΣ ΚΑΙ ΜΗ ΗΛΕΚΤΡΟΛΥΤΕΣ

Θεωρία ηλεκτρολυτικής διάστασης

(S. Arrhenius, 1887)

1. Όταν διαλύονται στο νερό (ή λιώνονται), οι ηλεκτρολύτες αποσυντίθενται σε θετικά και αρνητικά φορτισμένα ιόντα (υπόκεινται σε ηλεκτρολυτική διάσταση).

2. Υπό τη δράση ενός ηλεκτρικού ρεύματος, τα κατιόντα (+) κινούνται προς την κάθοδο (-), και τα ανιόντα (-) κινούνται προς την άνοδο (+).

3. Η ηλεκτρολυτική διάσταση είναι μια αναστρέψιμη διαδικασία (η αντίστροφη αντίδραση ονομάζεται μοριακή μοριακή).

4. Βαθμός ηλεκτρολυτικής διάστασης (ένα ) εξαρτάται από τη φύση του ηλεκτρολύτη και του διαλύτη, τη θερμοκρασία και τη συγκέντρωση. Δείχνει την αναλογία του αριθμού των μορίων που αποσυντίθενται σε ιόντα ( n ) στον συνολικό αριθμό των μορίων που εισάγονται στο διάλυμα (Ν).

a = n / N0< a <1

Μηχανισμός ηλεκτρολυτικής διάστασης ιοντικών ουσιών

Όταν διαλύονται ενώσεις με ιοντικούς δεσμούς (π.χ. NaCl ) η διαδικασία ενυδάτωσης ξεκινά με τον προσανατολισμό των διπόλων του νερού γύρω από όλες τις προεξοχές και τις όψεις των κρυστάλλων αλατιού.

Προσανατολιζόμενοι γύρω από τα ιόντα του κρυσταλλικού πλέγματος, τα μόρια του νερού σχηματίζουν δεσμούς είτε υδρογόνου είτε δότη-δέκτη μαζί τους. Αυτή η διαδικασία απελευθερώνει μεγάλη ποσότητα ενέργειας, η οποία ονομάζεται ενέργεια ενυδάτωσης.

Η ενέργεια της ενυδάτωσης, η αξία της οποίας είναι συγκρίσιμη με την ενέργεια του κρυσταλλικού πλέγματος, πηγαίνει στην καταστροφή του κρυσταλλικού πλέγματος. Σε αυτή την περίπτωση, τα ενυδατωμένα ιόντα περνούν στρώμα προς στρώμα στον διαλύτη και, ανακατεύοντας με τα μόριά του, σχηματίζουν ένα διάλυμα.

Μηχανισμός ηλεκτρολυτικής διάστασης πολικών ουσιών

Ουσίες των οποίων τα μόρια σχηματίζονται σύμφωνα με τον τύπο του πολικού ομοιοπολικού δεσμού (πολικά μόρια) επίσης διαχωρίζονται παρόμοια. Γύρω από κάθε πολικό μόριο ύλης ( HCl ), τα δίπολα του νερού είναι προσανατολισμένα με συγκεκριμένο τρόπο. Ως αποτέλεσμα της αλληλεπίδρασης με τα δίπολα του νερού, το πολικό μόριο γίνεται ακόμη πιο πολωμένο και μετατρέπεται σε ιοντικό μόριο και στη συνέχεια σχηματίζονται εύκολα ελεύθερα ενυδατωμένα ιόντα.

Ηλεκτρολύτες και μη ηλεκτρολύτες

Η ηλεκτρολυτική διάσταση των ουσιών, προχωρώντας στο σχηματισμό ελεύθερων ιόντων, εξηγεί την ηλεκτρική αγωγιμότητα των διαλυμάτων.

Η διαδικασία της ηλεκτρολυτικής διάστασης συνήθως γράφεται με τη μορφή διαγράμματος, χωρίς να αποκαλύπτεται ο μηχανισμός της και να παραλείπεται ο διαλύτης ( H2O ), αν και είναι σημαντικός συντελεστής.

CaCl 2 "Ca 2+ + 2Cl -

KAl(SO 4) 2 "K + + Al 3+ + 2SO 4 2-

HNO 3 "H + + NO 3 -

Ba (OH) 2 "Ba 2+ + 2OH -

Από την ηλεκτρική ουδετερότητα των μορίων προκύπτει ότι το συνολικό φορτίο κατιόντων και ανιόντων πρέπει να είναι ίσο με μηδέν.

Για παράδειγμα, για

Al 2 (SO 4) 3 ––2 (+3) + 3 (-2) = +6 - 6 = 0

KCr(SO 4) 2 ––1 (+1) + 3 (+3) + 2 (-2) = +1 + 3 - 4 = 0

Ισχυροί ηλεκτρολύτες

Πρόκειται για ουσίες που όταν διαλύονται στο νερό αποσυντίθενται σχεδόν πλήρως σε ιόντα. Κατά κανόνα, οι ισχυροί ηλεκτρολύτες περιλαμβάνουν ουσίες με ιοντικούς ή εξαιρετικά πολικούς δεσμούς: όλα τα εξαιρετικά διαλυτά άλατα, τα ισχυρά οξέα ( HCl, HBr, HI, HClO 4, H 2 SO 4, HNO 3 ) και ισχυρές βάσεις ( LiOH, NaOH, ΚΟΗ, RbOH, CsOH, Ba (OH) 2, Sr (OH) 2, Ca (OH) 2).

Σε διάλυμα ισχυρού ηλεκτρολύτη, η διαλυμένη ουσία βρίσκεται κυρίως με τη μορφή ιόντων (κατιόντα και ανιόντα). αδιάσπαστα μόρια πρακτικά απουσιάζουν.

Αδύναμοι ηλεκτρολύτες

Ουσίες που διασπώνται μερικώς σε ιόντα. Διαλύματα αδύναμων ηλεκτρολυτών, μαζί με ιόντα, περιέχουν αδιάσπαστα μόρια. Οι αδύναμοι ηλεκτρολύτες δεν μπορούν να δώσουν υψηλή συγκέντρωση ιόντων στο διάλυμα.

Οι αδύναμοι ηλεκτρολύτες περιλαμβάνουν:

1) σχεδόν όλα τα οργανικά οξέα ( CH 3 COOH, C 2 H 5 COOH, κ.λπ.);

2) μερικά ανόργανα οξέα ( H2CO3, H2S, κ.λπ.);

3) σχεδόν όλα τα υδατοδιαλυτά άλατα, βάσεις και υδροξείδιο του αμμωνίου(Ca 3 (PO 4 ) 2 , Cu ( ΟΗ ) 2 , Al ( ΟΗ ) 3 , ΝΗ 4 ΟΗ ) ;

4) νερό.

Έχουν ελάχιστα (ή σχεδόν δεν αγώγουν) ηλεκτρισμό.

CH 3 COOH « CH 3 COO - + H +

Cu (OH) 2 "[CuOH] + + OH - (πρώτο βήμα)

[CuOH] + "Cu 2+ + OH - (δεύτερο βήμα)

H 2 CO 3 "H + + HCO - (πρώτο στάδιο)

HCO 3 - "H + + CO 3 2- (δεύτερο στάδιο)

Μη ηλεκτρολύτες

Ουσίες των οποίων τα υδατικά διαλύματα και τα τήγματα δεν αγώγουν ηλεκτρισμό. Περιέχουν ομοιοπολικούς μη πολικούς ή χαμηλοπολικούς δεσμούς που δεν διασπώνται σε ιόντα.

Τα αέρια, τα στερεά (μη μέταλλα), οι οργανικές ενώσεις (σακχαρόζη, βενζίνη, αλκοόλη) δεν μεταφέρουν ηλεκτρικό ρεύμα.

Βαθμός διάσπασης. Σταθερά διάστασης

Η συγκέντρωση των ιόντων στα διαλύματα εξαρτάται από το πόσο πλήρως ο δεδομένος ηλεκτρολύτης διασπάται σε ιόντα. Σε διαλύματα ισχυρών ηλεκτρολυτών, η διάσταση των οποίων μπορεί να θεωρηθεί πλήρης, η συγκέντρωση των ιόντων μπορεί να προσδιοριστεί εύκολα από τη συγκέντρωση (ντο) και τη σύνθεση του μορίου του ηλεκτρολύτη (στοιχειομετρικοί δείκτες),για παράδειγμα :

Οι συγκεντρώσεις ιόντων σε διαλύματα ασθενών ηλεκτρολυτών χαρακτηρίζονται ποιοτικά από τον βαθμό και τη σταθερά διάστασης.

Βαθμός διάσπασης (ένα) είναι ο λόγος του αριθμού των μορίων που διασπώνται σε ιόντα ( n ) στον συνολικό αριθμό των διαλυμένων μορίων (Ν):

a = n / N

και εκφράζεται σε κλάσματα μονάδας ή σε% (ένα \u003d 0,3 - όριο διαίρεσης υπό όρους σε ισχυρούς και ασθενείς ηλεκτρολύτες).

Παράδειγμα

Προσδιορίστε τη μοριακή συγκέντρωση κατιόντων και ανιόντων σε διαλύματα 0,01 Μ KBr, NH40H, Ba (OH) 2, H2SO4 και CH3COOH.

Ο βαθμός διάστασης των ασθενών ηλεκτρολυτών a = 0,3.

Λύση

KBr, Ba (OH) 2 και H 2 SO 4 - ισχυροί ηλεκτρολύτες που διασπώνται πλήρως(α = 1).

KBr « K + + Br -

0,01 εκ

Ba (OH) 2 "Ba 2+ + 2OH -

0,01 εκ

0,02 εκ

H 2 SO 4 "2H + + SO 4

0,02 εκ

[SO 4 2-] = 0,01 M

NH 4 OH και CH 3 COOH - ασθενείς ηλεκτρολύτες(a=0,3)

NH 4 OH + 4 + OH -

0,3 0,01 = 0,003 Μ

CH 3 COOH « CH 3 COO - + H +

[H +] \u003d [CH 3 COO -] \u003d 0,3 0,01 \u003d 0,003 M

Ο βαθμός διάστασης εξαρτάται από τη συγκέντρωση του διαλύματος ασθενούς ηλεκτρολύτη. Όταν αραιώνεται με νερό, ο βαθμός διάστασης αυξάνεται πάντα, γιατί ο αριθμός των μορίων του διαλύτη αυξάνεται ( H2O ) ανά μόριο διαλυμένης ουσίας. Σύμφωνα με την αρχή του Le Chatelier, η ισορροπία της ηλεκτρολυτικής διάστασης σε αυτή την περίπτωση θα πρέπει να μετατοπιστεί προς την κατεύθυνση σχηματισμού προϊόντος, δηλ. ενυδατωμένα ιόντα.

Ο βαθμός ηλεκτρολυτικής διάστασης εξαρτάται από τη θερμοκρασία του διαλύματος. Συνήθως, με την αύξηση της θερμοκρασίας, ο βαθμός διάστασης αυξάνεται, επειδή Οι δεσμοί στα μόρια ενεργοποιούνται, γίνονται πιο κινητά και ιονίζονται ευκολότερα. Η συγκέντρωση των ιόντων σε ένα διάλυμα ασθενούς ηλεκτρολύτη μπορεί να υπολογιστεί γνωρίζοντας τον βαθμό διάστασηςένακαι την αρχική συγκέντρωση της ουσίαςντοσε λύση.

Παράδειγμα

Προσδιορίστε τη συγκέντρωση των μη διασπασμένων μορίων και ιόντων σε διάλυμα 0,1 Μ NH4OH αν ο βαθμός διάστασης είναι 0,01.

Λύση

Μοριακές συγκεντρώσεις NH4OH , το οποίο θα διασπαστεί σε ιόντα τη στιγμή της ισορροπίας, θα είναι ίσο μεέναντο. Συγκέντρωση ιόντων NH 4 - και OH - - θα είναι ίση με τη συγκέντρωση των διασπασμένων μορίων και ίση μεέναντο(σύμφωνα με την εξίσωση ηλεκτρολυτικής διάστασης)

NH4OH		NH4+		ω-
γ - α γ

ΕΝΑ c = 0,01 0,1 = 0,001 mol/l

[NH 4 OH] \u003d c - a c \u003d 0,1 - 0,001 \u003d 0,099 mol / l

Σταθερά διάστασης (Κ Δ ) είναι η αναλογία του γινομένου των συγκεντρώσεων ισορροπίας των ιόντων προς την ισχύ των αντίστοιχων στοιχειομετρικών συντελεστών προς τη συγκέντρωση των μη-διαχωρισμένων μορίων.

Είναι η σταθερά ισορροπίας της διαδικασίας της ηλεκτρολυτικής διάστασης. χαρακτηρίζει την ικανότητα μιας ουσίας να αποσυντίθεται σε ιόντα: τόσο υψηλότερηΚ Δ , τόσο μεγαλύτερη είναι η συγκέντρωση των ιόντων στο διάλυμα.

Οι διαστάσεις των ασθενών πολυβασικών οξέων ή των βάσεων πολυοξέων προχωρούν σε στάδια, αντίστοιχα, για κάθε στάδιο υπάρχει η δική του σταθερά διάστασης:

Πρώτο στάδιο:

H 3 PO 4 « H + + H 2 PO 4 -

K D 1 = () / = 7,1 10 -3

Δεύτερο βήμα:

H 2 PO 4 - « H + + HPO 4 2-

K D 2 = () / = 6,2 10 -8

Τρίτο βήμα:

HPO 4 2- « H + + PO 4 3-

K D 3 = () / = 5,0 10 -13

K D 1 > K D 2 > K D 3

Παράδειγμα

Λάβετε μια εξίσωση που σχετίζεται με τον βαθμό ηλεκτρολυτικής διάστασης ενός αδύναμου ηλεκτρολύτη (ένα ) με σταθερά διάστασης (νόμος αραίωσης Ostwald) για ένα ασθενές μονοβασικό οξύΣΤΟ .

ΗΑ «Η++Α+

K D = () /

Αν συμβολίζεται η συνολική συγκέντρωση ενός ασθενούς ηλεκτρολύτηντο, τότε οι συγκεντρώσεις ισορροπίαςΤα H + και A - είναι ίσα έναντοκαι τη συγκέντρωση των αδιάσπαστων μορίων ON - (c - a c) \u003d c (1 - a)

K D \u003d (a c a c) / c (1 - a) \u003d a 2 c / (1 - a)

Στην περίπτωση πολύ αδύναμων ηλεκτρολυτών ( 0,01 £)

K D = c a 2 ή a = \ é (K D / c )

Παράδειγμα

Να υπολογίσετε το βαθμό διάστασης του οξικού οξέος και τη συγκέντρωση των ιόντων H + σε διάλυμα 0,1 Μ εάν K D (CH 3 COOH) = 1,85 10 -5

Λύση

Ας χρησιμοποιήσουμε τον νόμο αραίωσης Ostwald

\ é (K D / c ) = \ é ((1,85 10 -5) / 0,1 )) = 0,0136 ή a = 1,36%

[ H + ] \u003d a c \u003d 0,0136 0,1 mol / l

Προϊόν διαλυτότητας

Ορισμός

Βάλτε λίγο αλάτι λίγο διαλυτό σε ένα ποτήρι,πχ AgCl και προσθέστε απεσταγμένο νερό στο ίζημα. Ταυτόχρονα, ιόντα Ag+ και Cl- , βιώνοντας έλξη από τα γύρω δίπολα νερού, σταδιακά αποσπώνται από τους κρυστάλλους και πηγαίνουν σε διάλυμα. Σύγκρουση σε διάλυμα, ιόντα Ag+ και Cl- σχηματίζουν μόρια AgCl και εναποτίθεται στην κρυσταλλική επιφάνεια. Έτσι, δύο αμοιβαία αντίθετες διεργασίες συμβαίνουν στο σύστημα, οι οποίες οδηγούν σε δυναμική ισορροπία, όταν ο ίδιος αριθμός ιόντων περνά στο διάλυμα ανά μονάδα χρόνου Ag+ και Cl- πόσα κατατίθενται. Συσσώρευση ιόντων Ag+ και Cl- σταματά στη λύση, αποδεικνύεται κορεσμένο διάλυμα. Επομένως, θα εξετάσουμε ένα σύστημα στο οποίο υπάρχει ένα ίζημα ενός ελάχιστα διαλυτού άλατος σε επαφή με ένα κορεσμένο διάλυμα αυτού του άλατος. Σε αυτή την περίπτωση, λαμβάνουν χώρα δύο αμοιβαία αντίθετες διαδικασίες:

1) Η μετάβαση των ιόντων από το ίζημα στο διάλυμα. Ο ρυθμός αυτής της διαδικασίας μπορεί να θεωρηθεί σταθερός σε σταθερή θερμοκρασία: V 1 = K 1 ;

2) Καταβύθιση ιόντων από διάλυμα. Η ταχύτητα αυτής της διαδικασίας V 2 εξαρτάται από τη συγκέντρωση ιόντων Ag + και Cl - . Σύμφωνα με το νόμο της μαζικής δράσης:

V 2 \u003d k 2

Αφού το σύστημα είναι σε ισορροπία, λοιπόν

V1 = V2

k2 = k1

K 2 / k 1 = const (σε T = const)

Με αυτόν τον τρόπο, το γινόμενο των συγκεντρώσεων ιόντων σε ένα κορεσμένο διάλυμα ενός ελάχιστα διαλυτού ηλεκτρολύτη σε σταθερή θερμοκρασία είναι σταθερό μέγεθος. Αυτή η τιμή ονομάζεταιπροϊόν διαλυτότητας(ΚΑΙ ΤΑ ΛΟΙΠΑ ).

Στο δεδομένο παράδειγμα ΚΑΙ ΤΑ ΛΟΙΠΑ AgCl = [Ag+][Cl-] . Σε περιπτώσεις όπου ο ηλεκτρολύτης περιέχει δύο ή περισσότερα πανομοιότυπα ιόντα, η συγκέντρωση αυτών των ιόντων πρέπει να αυξηθεί στην κατάλληλη ισχύ κατά τον υπολογισμό του προϊόντος διαλυτότητας.

Για παράδειγμα, PR Ag 2 S = 2; PR PbI 2 = 2

Στη γενική περίπτωση, η έκφραση για το προϊόν διαλυτότητας για έναν ηλεκτρολύτη είναι A m B n

PR A m B n = [A] m [B] n .

Οι τιμές του προϊόντος διαλυτότητας για διαφορετικές ουσίες είναι διαφορετικές.

Για παράδειγμα, PR CaCO 3 = 4,8 10 -9; PR AgCl \u003d 1,56 10 -10.

ΚΑΙ ΤΑ ΛΟΙΠΑ εύκολο να υπολογιστεί, γνωρίζονταςντο δημιουργικότητα της ένωσης σε δεδομένο t°.

Παράδειγμα 1

Η διαλυτότητα του CaCO 3 είναι 0,0069 ή 6,9 10 -3 g/l. Βρείτε PR CaCO 3 .

Λύση

Εκφράζουμε τη διαλυτότητα σε mol:

S CaCO 3 = ( 6,9 10 -3 ) / 100,09 = 6,9 10 -5 mol/l

M CaCO3

Αφού κάθε μόριο CaCO3 δίνει ένα ιόν το καθένα όταν διαλυθεί Ca 2+ και CO 3 2-, λοιπόν
[ Ca 2+ ] \u003d [ CO 3 2- ] \u003d 6,9 10 -5 mol / l ,
Συνεπώς, PR CaCO 3 \u003d [ Ca 2+ ] [ CO 3 2- ] \u003d 6,9 10 -5 6,9 10 -5 \u003d 4,8 10 -9

Γνωρίζοντας την αξία του PR , μπορείτε με τη σειρά σας να υπολογίσετε τη διαλυτότητα της ουσίας σε mol / l ή g / l.

Παράδειγμα 2

Προϊόν διαλυτότητας PR PbSO 4 \u003d 2,2 10 -8 g / l.

Ποια είναι η διαλυτότητα PbSO4;

Λύση

Δηλώστε τη διαλυτότητα PbSO 4 μέσω X φίλη αλήτη. Προχωρώντας σε λύση X moles PbSO 4 θα δώσουν ιόντα X Pb 2+ και Χ ιόντωνΕΤΣΙ 4 2- , δηλαδή:

==Χ

ΚΑΙ ΤΑ ΛΟΙΠΑPbSO 4 = = = X X = X 2

X=\ é(ΚΑΙ ΤΑ ΛΟΙΠΑPbSO 4 ) = \ é(2,2 10 -8 ) = 1,5 10 -4 φίλη αλήτη.

Για να πάμε στη διαλυτότητα, εκφραζόμενη σε g / l, πολλαπλασιάζουμε την τιμή που βρέθηκε με το μοριακό βάρος, μετά από την οποία παίρνουμε:

1,5 10 -4 303,2 = 4,5 10 -2 g/l.

Σχηματισμός υετού

Αν ένα

[ Αγ + ] [ Cl - ] < ПР AgCl- ακόρεστο διάλυμα

[ Αγ + ] [ Cl - ] = PRAgCl- κορεσμένο διάλυμα

[ Αγ + ] [ Cl - ] > PRAgCl- υπερκορεσμένο διάλυμα

Ένα ίζημα σχηματίζεται όταν το προϊόν των συγκεντρώσεων ιόντων ενός ελάχιστα διαλυτού ηλεκτρολύτη υπερβαίνει την τιμή του προϊόντος διαλυτότητάς του σε μια δεδομένη θερμοκρασία. Όταν το προϊόν ιόντων γίνει ίσο μεΚΑΙ ΤΑ ΛΟΙΠΑ, η βροχόπτωση σταματά. Γνωρίζοντας τον όγκο και τη συγκέντρωση των μικτών διαλυμάτων, είναι δυνατό να υπολογιστεί εάν το προκύπτον άλας θα καταβυθιστεί.

Παράδειγμα 3

Δημιουργείται ίζημα κατά την ανάμιξη ίσων όγκων 0,2ΜλύσειςPb(ΟΧΙ 3 ) 2 καιNaCl.
ΚΑΙ ΤΑ ΛΟΙΠΑPbCl 2 = 2,4 10 -4 .

Λύση

Όταν αναμειγνύεται, ο όγκος του διαλύματος διπλασιάζεται και η συγκέντρωση καθεμιάς από τις ουσίες θα μειωθεί στο μισό, δηλ. θα γίνει 0,1Μ ή 1,0 10 -1 φίλη αλήτη. Αυτά είναι θα υπάρξουν συγκεντρώσειςPb 2+ καιCl - . Συνεπώς,[ Pb 2+ ] [ Cl - ] 2 = 1 10 -1 (1 10 -1 ) 2 = 1 10 -3 . Η τιμή που προκύπτει υπερβαίνειΚΑΙ ΤΑ ΛΟΙΠΑPbCl 2 (2,4 10 -4 ) . Μέρος λοιπόν από το αλάτιPbCl 2 καθιζάνει έξω. Από τα προηγούμενα, μπορεί να συναχθεί το συμπέρασμα ότι διάφοροι παράγοντες επηρεάζουν το σχηματισμό της βροχόπτωσης.

Επίδραση της συγκέντρωσης των διαλυμάτων

Ελάχιστα διαλυτός ηλεκτρολύτης με αρκετά μεγάλη τιμήΚΑΙ ΤΑ ΛΟΙΠΑδεν μπορεί να καθιζάνει από αραιά διαλύματα.Για παράδειγμα, επισπεύδειPbCl 2 δεν θα πέσει όταν αναμειγνύονται ίσοι όγκοι 0,1ΜλύσειςPb(ΟΧΙ 3 ) 2 καιNaCl. Κατά την ανάμιξη ίσων όγκων, οι συγκεντρώσεις καθεμιάς από τις ουσίες θα γίνουν0,1 / 2 = 0,05 Μή 5 10 -2 φίλη αλήτη. Ιονικό προϊόν[ Pb 2+ ] [ Cl 1- ] 2 = 5 10 -2 (5 10 -2 ) 2 = 12,5 10 -5 .Η τιμή που προκύπτει είναι μικρότερηΚΑΙ ΤΑ ΛΟΙΠΑPbCl 2 επομένως δεν θα σημειωθεί βροχόπτωση.

Επιρροή της ποσότητας του κατακρημνιστή

Για την πληρέστερη κατακρήμνιση, χρησιμοποιείται περίσσεια κατακρημνιστή.

Για παράδειγμα, καθίζηση αλατιούBaCO 3 : BaCl 2 + Να 2 CO 3 ® BaCO 3 ¯ + 2 NaCl. Αφού προσθέσετε ισοδύναμη ποσότηταΝα 2 CO 3 ιόντα παραμένουν σε διάλυμαBa 2+ , η συγκέντρωση του οποίου προσδιορίζεται από την ποσότηταΚΑΙ ΤΑ ΛΟΙΠΑ.

Αύξηση της συγκέντρωσης των ιόντωνCO 3 2- προκαλείται από την προσθήκη περίσσειας κατακρημνίσματος(Να 2 CO 3 ) , θα συνεπάγεται αντίστοιχη μείωση της συγκέντρωσης των ιόντωνBa 2+ σε λύση, δηλ. θα αυξήσει την πληρότητα της εναπόθεσης αυτού του ιόντος.

Επίδραση του ομώνυμου ιόντος

Η διαλυτότητα των ελάχιστα διαλυτών ηλεκτρολυτών μειώνεται παρουσία άλλων ισχυρών ηλεκτρολυτών που έχουν παρόμοια ιόντα. Εάν σε ακόρεστο διάλυμαBaSO 4 προσθέτουμε λίγο λίγο διάλυμαΝα 2 ΕΤΣΙ 4 , τότε το ιοντικό προϊόν, το οποίο αρχικά ήταν μικρότερο από ΚΑΙ ΤΑ ΛΟΙΠΑBaSO 4 (1,1 10 -10 ) , σταδιακά θα φτάσειΚΑΙ ΤΑ ΛΟΙΠΑκαι να το ξεπεράσεις. Θα ξεκινήσει η βροχόπτωση.

Επίδραση θερμοκρασίας

ΚΑΙ ΤΑ ΛΟΙΠΑείναι σταθερή σε σταθερή θερμοκρασία. Με την αύξηση της θερμοκρασίας ΚΑΙ ΤΑ ΛΟΙΠΑαυξάνεται, επομένως η κατακρήμνιση γίνεται καλύτερα από ψυχρά διαλύματα.

Διάλυση του υετού

Ο κανόνας του προϊόντος διαλυτότητας είναι σημαντικός για τη μεταφορά των ελάχιστα διαλυτών ιζημάτων στο διάλυμα. Ας υποθέσουμε ότι πρέπει να διαλύσουμε το ίζημαBaΑΠΟΟ 3 . Το διάλυμα σε επαφή με αυτό το ίζημα είναι κορεσμένο μεBaΑΠΟΟ 3 .
Αυτό σημαίνει ότι[ Ba 2+ ] [ CO 3 2- ] = PRBaCO 3 .

Εάν προστεθεί ένα οξύ στο διάλυμα, τότε τα ιόνταH + δεσμεύουν τα ιόντα που υπάρχουν στο διάλυμαCO 3 2- σε αδύναμα μόρια ανθρακικού οξέος:

2Η + + CO 3 2- ® H 2 CO 3 ® H 2 O+CO 2 ­

Ως αποτέλεσμα, η συγκέντρωση του ιόντος θα μειωθεί απότομα.CO 3 2- , το προϊόν ιόντων γίνεται μικρότερο απόΚΑΙ ΤΑ ΛΟΙΠΑBaCO 3 . Το διάλυμα θα είναι ακόρεστο σε σχέση μεBaΑΠΟΟ 3 και μέρος του ιζήματοςBaΑΠΟΟ 3 μπαίνει σε λύση. Με την προσθήκη επαρκούς ποσότητας οξέος, ολόκληρο το ίζημα μπορεί να τεθεί σε διάλυμα. Κατά συνέπεια, η διάλυση του ιζήματος αρχίζει όταν, για κάποιο λόγο, το προϊόν ιόντων ενός ελάχιστα διαλυτού ηλεκτρολύτη γίνει λιγότερο απόΚΑΙ ΤΑ ΛΟΙΠΑ. Προκειμένου να διαλυθεί το ίζημα, ένας ηλεκτρολύτης εισάγεται στο διάλυμα, τα ιόντα του οποίου μπορούν να σχηματίσουν μια ελαφρώς διάσπαση ένωση με ένα από τα ιόντα ενός ελάχιστα διαλυτού ηλεκτρολύτη. Αυτό εξηγεί τη διάλυση ελάχιστα διαλυτών υδροξειδίων σε οξέα.

Fe(OH) 3 + 3HCl® FeCl 3 + 3Η 2 Ο

ιόντωνΩ - δεσμεύονται σε μόρια με κακή διάστασηH 2 Ο.

Τραπέζι.Προϊόν διαλυτότητας (SP) και διαλυτότητα στους 25AgCl

1,25 10 -5

1,56 10 -10

AgI

1,23 10 -8

1,5 10 -16

Αγ 2 CrO4

1,0 10 -4

4,05 10 -12

BaSO4

7,94 10 -7

6,3 10 -13

CaCO3

6,9 10 -5

4,8 10 -9

PbCl 2

1,02 10 -2

1,7 10 -5

PbSO 4

1,5 10 -4

2,2 10 -8

Στόχοι: να σχηματίσουν τις έννοιες των ηλεκτρολυτών και μη ηλεκτρολυτών, ΕΔ, να αποκαλύψουν τον μηχανισμό διάστασης ουσιών με ιοντικούς και ομοιοπολικούς πολικούς δεσμούς, να εισαγάγουν την έννοια του "βαθμού ηλεκτρολυτικής διάστασης" και να δείξουν την εξάρτησή της από διάφορους παράγοντες. να διατυπώσει τις κύριες διατάξεις του TED· να σχηματίσουν τις δεξιότητες των μαθητών να συνθέτουν εξισώσεις διάστασης.

να αναπτύξουν την ικανότητα σύγκρισης, ανάλυσης και εξαγωγής συμπερασμάτων, δεξιοτήτων αυτο- και αμοιβαίου ελέγχου, πνευματικές ικανότητες.

εκπαιδεύσουν ένα ικανό άτομο με πρακτικό προσανατολισμό.

Εξοπλισμός: υπολογιστής, προβολέας πολυμέσων, οθόνη, συσκευή για τον προσδιορισμό της ηλεκτρικής αγωγιμότητας διαλυμάτων, τρίποδα με πόδι και δακτύλιο, μοντέλο εφαρμογής "Μηχανισμός ED"

Αντιδραστήρια: H 2 O dist., NaCl cr., NaOH cr., παγόμορφο οξικό οξύ CH 3 COOH, C 12 H 22 O 11 cr.; διάλυμα H 2 SO 4, για κάθε θρανίο: διαλύματα δεικτών μεθυλοπορτοκάλι, φαινολοφθαλεΐνη, διαλύματα HCl, NaOH, Na 2 SO 4.

Κατά τη διάρκεια των μαθημάτων

Ι. Οργανωτική στιγμή

II. Θέματα μηνυμάτων, καθορισμός στόχων. Αντανάκλαση

(Εισαγωγή στο τετράδιο του θέματος του μαθήματος)

Δάσκαλος: Θα μιλήσουμε για την πιο εκπληκτική ουσία του πλανήτη μας, χωρίς την οποία δεν υπάρχει ζωή - αυτό είναι το νερό, ο ρόλος του στη διάλυση των ουσιών.

Πριν ξεκινήσω ένα νέο θέμα, θέλω να ελέγξω τη διάθεσή σας. Σκιαγραφήστε τη διάθεσή σας στο ατομικό συνοδευτικό φύλλο, το οποίο βρίσκεται στο γραφείο σας. (Παράρτημα 1)

III. Εκμάθηση νέου υλικού

Στάδιο 1 . Ηλεκτρολύτες, μη ηλεκτρολύτες.

Δάσκαλος: Ας στραφούμε στην ιστορία του 1837. Κατά τη διάρκεια αυτής της περιόδου, δύο επιστήμονες εργάστηκαν στο Λονδίνο στο εργαστήριο του Βασιλικού Ινστιτούτου: ο Humphrey Davy και ο Michael Faraday. Ξεκίνησαν έρευνα στον τομέα της ηλεκτρικής ενέργειας και εισήγαγαν έννοιες που χρησιμοποιούμε ακόμα και σήμερα. Οι Devi και Faraday πραγματοποίησαν πειράματα για να προσδιορίσουν την ηλεκτρική αγωγιμότητα των διαλυμάτων χρησιμοποιώντας μια ειδική συσκευή, το μοντέλο της οποίας φαίνεται στο σχ. 126 σ.193 (O.S. Gabrielyan, Chemistry 8). Αποτελείται από 2 ηλεκτρόδια, έναν λαμπτήρα και μια πρίζα. Όταν τα ηλεκτρόδια χαμηλώνουν μέσα στη δοκιμαστική ουσία, εάν αυτή μεταφέρει ρεύμα, η λυχνία ανάβει, εάν δεν άγει, δεν ανάβει.

Ας κάνουμε μια έρευνα (Απόδειξη ηλεκτρικής αγωγιμότητας διαφόρων ουσιών με χρήση ειδικής συσκευής).

Συζήτηση στην τάξη:

- Ας θυμηθούμε πρώτα σε ποιες 2 ομάδες χωρίζονται όλες οι χημικές ενώσεις ανάλογα με τον τύπο του χημικού δεσμού;

Τα αποτελέσματα του πειράματος σημειώνονται στον πίνακα του συνοδευτικού φύλλου. (Παράρτημα 1)

Έλεγχος ηλεκτρικής αγωγιμότητας του νερού με συσκευή

Συνομιλία:

Πώς πιστεύετε ότι το νερό μεταφέρει το ηλεκτρικό ρεύμα;
Τι είδους χημικούς δεσμούς έχει το νερό; (Ομοιοπολικό ασθενώς πολικό)
Σε ποια κατηγορία χημικών ενώσεων ανήκει;
- Ελέγξτε την ηλεκτρική αγωγιμότητα με τη συσκευή. (δεν μεταφέρει ρεύμα).

(Σημειώνουμε στον πίνακα.)

Έλεγχος της ηλεκτρικής αγωγιμότητας του επιτραπέζιου αλατιού κρυσταλλικού NaCl.

Τι τύπο χημικού δεσμού έχει αυτή η ένωση;
- Σε ποια τάξη ανήκει;
- Τι νομίζετε, διεξάγει NaClcr. ηλεκτρική ενέργεια?
- Ελέγξτε με τη συσκευή (Δεν).
Τώρα ας προσθέσουμε νερό στο αλάτι και ας ελέγξουμε την ηλεκτρική αγωγιμότητα αυτού του διαλύματος.
- Πιστεύετε ότι το διάλυμα αλατιού θα άγει ηλεκτρισμό; (Αυτό το πείραμα μπορεί να το κάνει ο μαθητής)
- Γιατί νομίζεις? Θα απαντήσουμε σε αυτό το ερώτημα λίγο αργότερα. Τώρα ας συνεχίσουμε την έρευνά μας. Και ούτω καθεξής….
Τι συμπέρασμα μπορούμε να βγάλουμε με βάση την έρευνα που έγινε;

(Συμπέρασμα: Ορισμένες ουσίες φέρουν ρεύμα, ενώ άλλες όχι)

Δάσκαλος:Οι ουσίες των οποίων τα διαλύματα φέρουν ηλεκτρισμό ονομάζονται ηλεκτρολύτες,και ουσίες που δεν μεταφέρουν ρεύμα - μη ηλεκτρολύτες

Ποιες ουσίες άγουν τον ηλεκτρισμό; ( Διαλύματα οξέων, αλκαλίων, αλάτων.)
Με ποιον τύπο χημικού δεσμού τα διαλύματα ουσιών άγουν ηλεκτρικό ρεύμα; (Ιωνικό, ομοιοπολικό εξαιρετικά πολικό)
Ποιες ουσίες δεν άγουν το ηλεκτρικό ρεύμα; (Όλες οι κρυσταλλικές ουσίες, οξείδια, αέρια)
– Με ποιον τύπο χημικού δεσμού οι ουσίες δεν φέρουν ηλεκτρισμό; (Με ομοιοπολικό μη πολικό και ελαφρώς πολικό)

Στάδιο διόρθωσης 1: Ασκηση 1. Δημοσκόπηση Blitz:

– Διατυπώστε τους ορισμούς των ηλεκτρολυτών και των μη ηλεκτρολυτών. (Εισαγωγή σε τετράδιο)
Ποιος τύπος χημικού δεσμού είναι χαρακτηριστικός των ηλεκτρολυτών και των μη ηλεκτρολυτών;
Ποιες κατηγορίες ουσιών είναι οι ηλεκτρολύτες και οι μη ηλεκτρολύτες;
– Πού έχετε συναντήσει ηλεκτρολύτες στη ζωή σας; ( μπαταρίες σε αυτοκίνητα)

Εργασία 2 . Επιλέξτε από τη λίστα των ουσιών ηλεκτρολύτες και μη ηλεκτρολύτες, προσδιορίζοντας τον τύπο του χημικού δεσμού. Εξηγήστε την απάντηση.

Στάδιο 2: Μηχανισμός ηλεκτρολυτικής διάστασης.

Συνέχεια της συνομιλίας:

Ποια σωματίδια μπορούν να δημιουργήσουν ηλεκτρικό ρεύμα σε ένα διάλυμα; ( οδήγησηη φορτισμένα σωματίδια)
Γιατί και κάτω από ποιες συνθήκες οι ουσίες άγουν τον ηλεκτρισμό;

(Αποσυντίθενται σε ιόντα κατά τη διάλυση ή την τήξη, είναι αγωγοί του δεύτερου είδους. Η διέλευση του ρεύματος συμβαίνει λόγω της μεταφοράς ιόντων και όχι ηλεκτρονίων. Τα μέταλλα είναι αγωγοί του πρώτου είδους (το ρεύμα δημιουργείται από ελεύθερα ηλεκτρόνια).

- Και ποια φορτισμένα σωματίδια μπορεί να υπάρχουν σε διαλύματα, για παράδειγμα, σε ουσίες με ιοντικό δεσμό - διάλυμα NaCl; (δωρεάν ιόντα)

Προσοχή: Στους κρυστάλλους τα ιόντα δεν είναι ελεύθερα, αλλά βρίσκονται στους κόμβους του κρυσταλλικού πλέγματος.

Τι συμβαίνει σε έναν κρύσταλλο όταν διαλυθεί στο νερό;

– Ποιος είναι ο ρόλος του νερού σε αυτή τη διαδικασία;

(Το νερό αλληλεπιδρά με τον ηλεκτρολύτη και αυτός αποσυντίθεται σε ιόντα υπό τη δράση του νερού).

Ας εξετάσουμε τον μηχανισμό αυτής της διαδικασίας.

Πρώτα σκεφτείτε τη δομή του μορίου του νερού

Νερό (δίπολο) < 104,5 0

Μήνυμα: Ενδιαφέρον για το νερό… (Παράρτημα 3)

Μηχανισμός ηλεκτρολυτικής διάστασης με ιοντικό δεσμό στο παράδειγμα του NaCl

Εξετάστε το διάγραμμα διαδικασίας (Εικ. 127, σελ. 195, Chemistry, 9, O.S. Gabrielyan).

– Τι γίνεται με τα δίπολα του νερού;

Αυτή η διαδικασία ονομάζεται προσανατολισμός. (Εισαγωγή σε σημειωματάριο)

ενυδάτωση. (Εισαγωγή σε σημειωματάριο)

3. Κατά την ενυδάτωση, προκύπτουν δυνάμεις αμοιβαίας έλξης μεταξύ διπόλων και ιόντων, ο χημικός δεσμός μεταξύ των ιόντων του κρυστάλλου εξασθενεί και τα ιόντα που περιβάλλονται από μια «κουβέρτα νερού» σπάνε και μεταφέρονται σε διάλυμα.

Γίνεται αποσύνθεση διάσταση.

Τα ιόντα που περιβάλλονται από νερό ονομάζονται ενυδατωμένο.

Η διαδικασία διάστασης μπορεί να απλοποιηθεί ως εξής: NaCl = Na + + Cl -

(Κατιόντα, ανιόντα)
Είναι απλά ή σύνθετα; (απλός)

- Λοιπόν, ποιες 3 διαδικασίες συμβαίνουν όταν ουσίες με ιοντικό δεσμό διαλύονται στο νερό;

1. Προσανατολισμός
2. ενυδάτωση
3. διάσπαση. Επίδειξη της διαδικασίας διάσπασης. ( Κινουμένων σχεδίων)

Εργασία για μαθητές

Χρησιμοποιώντας το μοντέλο εφαρμογής, δείξτε τον μηχανισμό διάστασης ενός ηλεκτρολύτη με ιοντικό δεσμό σε μια μαγνητική πλακέτα και σχολιάστε τον

Ο μηχανισμός ηλεκτρολυτικής διάστασης ουσιών με ομοιοπολικό πολικό δεσμό χρησιμοποιώντας το παράδειγμα HCl

– Και ποιος είναι ο μηχανισμός διάστασης ενός ηλεκτρολύτη με έναν ομοιοπολικό πολικό δεσμό;
- Εξετάστε το διάγραμμα διαδικασίας (Εικ. 128, σελ. 196, στο σχολικό βιβλίο).
– Τι γίνεται με τα δίπολα του νερού;

1. Τα δίπολα προσανατολίζονται με τα αρνητικά τους άκρα γύρω από τα θετικά ιόντα, και με τα θετικά τους άκρα γύρω από τα αρνητικά.

Αυτή η διαδικασία ονομάζεται προσανατολισμός. (Εισαγωγή σε σημειωματάριο)

2. Εμφανίζεται αλληλεπίδραση μεταξύ ιόντων ηλεκτρολύτη και διπόλων. Αυτή η διαδικασία ονομάζεται ενυδάτωση. (Εισαγωγή σε σημειωματάριο)

3. Κάτω από τη δράση των διπόλων του νερού, ένας πολικός ομοιοπολικός δεσμός μετατρέπεται σε ιοντικό, δηλαδή, ιονισμόςμόρια ηλεκτρολυτών.

4. Συμβαίνει αποσύνθεση - διάσταση.

Η διαδικασία της διάστασης μπορεί να γραφτεί με απλοποιημένο τρόπο: НCl = Н + + Cl -

Πώς ονομάζονται τα ιόντα που έχουν διασπαστεί;
Είναι απλά ή σύνθετα;
- Λοιπόν, ποιες διεργασίες συμβαίνουν όταν ουσίες με πολικό ομοιοπολικό δεσμό διαλύονται στο νερό;

1. Προσανατολισμός
2. ενυδάτωση
3. ιονισμός
4. διάσπαση

Επίδειξη της διαδικασίας διάσπασης. ( Κινουμένων σχεδίων)

Εργασία για μαθητές

Χρησιμοποιώντας το μοντέλο εφαρμογής, δείξτε στον μαγνητικό πίνακα τον μηχανισμό διάστασης ενός ηλεκτρολύτη με ομοιοπολικό πολικό δεσμό και σχολιάστε τον

Συμπέρασμα: όταν διαλύονται στο νερό, οι ουσίες αλληλεπιδρούν με δίπολα, διασπώνται σε ελεύθερα ενυδατωμένα ιόντα και διεξάγουν ηλεκτρικό ρεύμα. Η ενυδάτωση των ιόντων είναι η κύρια αιτία της διάστασης των ηλεκτρολυτών.

Σε αυτό το συμπέρασμα κατέληξε ο Σουηδός επιστήμονας Svante Arrhenius το 1887.

Ας επιστρέψουμε στην ιστορία.

Δάσκαλος: Εφόσον η διάσταση συμβαίνει στους ηλεκτρολύτες, άρα ονομάζεται ηλεκτρολυτική.

Αποδεικνύεται ότι οι ηλεκτρολύτες δεν είναι μόνο διαλύματα οξέων, αλάτων και αλκαλίων, αλλά και τα τήματά τους.

Ας διατυπώσουμε τον ορισμό της ΕΔ.

Θα ανεβούμε τις σκάλες στην κορυφή του βουνού, το θέμα του σημερινού μαθήματος.

- Ποιες λέξεις-κλειδιά χρησιμοποιήσαμε σε έρευνα, συμπεράσματα;

Τι συμβαίνει σε μια ουσία κατά τη διάσπαση; "φθορά"

Ποια ουσία διασπάται; "ηλεκτρολύτης"
Σε ποια σωματίδια διασπάται ο ηλεκτρολύτης; "ιόντα"
– Κάτω από ποιες συνθήκες αποσυντίθεται; "όταν διαλυθεί στο γένος ή λιώσει"
- Ας το ξανακάνουμε!!!

Η αντίστροφη διαδικασία διάσπασης ονομάζεται συσχέτιση.

- Τι είναι τα ιόντα; Συμπληρώστε το διάγραμμα :

Και ολοκληρώστε την εργασία.

Διαφέρουν τα ιόντα από τα άτομα ή τα μόρια; Αν ναι, τότε τι;

Στάδιο 3: Βαθμός διάσπασης. Ισχυροί και αδύναμοι ηλεκτρολύτες.

Δάσκαλος: Όλοι οι ηλεκτρολύτες άγουν ηλεκτρισμό στον ίδιο βαθμό; ( Δεν)

- Ας συνεχίσουμε τη μελέτη με οξικό οξύ.

Επίδειξη εμπειρίας:

Δάσκαλος: Ας ελέγξουμε την ηλεκτρική αγωγιμότητα του συμπυκνωμένου οξικού οξέος.

Συζήτηση στην τάξη:

– Τι παρατηρείτε; (Το φως είναι πολύ αδύναμο)

Συμπέρασμα: δεν μεταφέρουν όλοι οι ηλεκτρολύτες ηλεκτρισμό στον ίδιο βαθμό. Υπάρχουν ισχυροί και αδύναμοι ηλεκτρολύτες.

Χαρακτηριστικό της ισχύος του ηλεκτρολύτη είναι ο βαθμός διάστασης και συμβολίζεται με α. Το α μπορεί να υπολογιστεί από τον τύπο.

Για ασθενείς ηλεκτρολύτες, η διαδικασία διάστασης είναι αναστρέψιμη. HNO 2 ↔ H + + NO 2 -

Μια αναλυτική κάρτα πληροφοριών υπάρχει στα τραπέζια σας στο συνοδευτικό φύλλο.

– Είναι δυνατόν να «κάνουμε τον αδύναμο δυνατό», δηλαδή να αυξήσουμε τον βαθμό διάστασης;

Από τι εξαρτάται το α;

Ας συνεχίσουμε την έρευνα (Επίδειξη εμπειρίας)

Συζήτηση στην τάξη:

1. Ας ζεστάνουμε το οξικό οξύ.
– Τι παρατηρείτε; Από τι εξαρτάται το α;

2. Αραιώστε το οξύ με νερό, δηλαδή μειώστε τη συγκέντρωσή του.
– Τι παρατηρείτε; Από τι άλλο εξαρτάται το α;

Συμπέρασμα: Το α εξαρτάται από t, C. Αν η θερμοκρασία είναι αυξημένη, αυξάνεται και το α, αν αυξηθεί η συγκέντρωση, το α μειώνεται.

Στάδιο 4: Οξέα, βάσεις αλάτων σε όρους ΕΔ.

Δάσκαλος: Ας εξετάσουμε οπτικά τη διάσταση οξέων, βάσεων και αλάτων και ας συντάξουμε τις εξισώσεις για τη διάσπασή τους χρησιμοποιώντας το παράδειγμα σχημάτων μοντέλων για την ΕΔ οξέων, αλκαλίων και αλάτων

Εργασία και συζήτηση του δασκάλου με την τάξη:

– Φτιάξτε έναν αλγόριθμο για τη σύνταξη αυτών των εξισώσεων (σύμφωνα με το μοντέλο).
– Σε ποια ιόντα διασπώνται τα οξέα;
– Να διατυπώσετε τον ορισμό των οξέων με όρους ΕΔ. -Ποιο ιόν θα καθορίσει τις ιδιότητές τους;
- Αποδείξτε πειραματικά ότι έχετε οξύ στον δοκιμαστικό σωλήνα Νο. 1. (Οι μαθητές εκτελούν εργαστηριακή εμπειρία)
Σε ποια ιόντα διασπώνται οι βάσεις;
– Διατυπώστε έναν ορισμό των λόγων με όρους ΕΔ.
– Ποιο ιόν θα καθορίσει τις ιδιότητές τους;
- Αποδείξτε πειραματικά ότι έχετε αλκάλια στον δοκιμαστικό σωλήνα Νο 2.

(Οι μαθητές κάνουν εργαστηριακή εμπειρία)

Σε ποια ιόντα διασπώνται τα άλατα;
– Διατυπώστε τον ορισμό των αλάτων με όρους ΕΔ.
– Ποιο ιόν θα καθορίσει τις ιδιότητές τους; (Διάφορος)

Στάδιο 5: Φυσική αγωγή για τα μάτια

Τώρα ας ξεκουραστούμε όλοι.
Κλείστε σφιχτά τα μάτια σας
Αναβοσβήνει πέντε φορές
Και ας συνεχίσουμε το μάθημά μας
Κλείνουμε τα μάτια μας σφιχτά
Ας θυμηθούμε τα πάντα και ας επαναλάβουμε:
Ένα, ναι, τρία, τέσσερα, πέντε
Ας επιστρέψουμε ξανά στη διάσπαση.
Η αλήθεια είναι πάντα απλή:
Αλκάλια, αλάτι και οξύ
Περνάτε πάντα ρεύμα
Αν το διάλυμά τους είναι νερό.

Γιατί είναι το οξυγόνο
Αλκοόλ, γλυκόζη και άζωτο,
διαλυμένο στο νερό,
Θα περάσουν ρεύμα πουθενά;

Επειδή οι ουσίες
άψυχα όντα,
Και οι ιδιότητές τους εξαρτώνται,
Πολύπλοκο και πολύ απλό
Από τη δομή των σωματιδίων,
Μικρόκοσμος χωρίς σύνορα.
Και η λύση, εκεί που βράζει το ρεύμα,
Ο ηλεκτρολύτης ονομάστηκε

Ενδυνάμωση των μυών των ματιών
Κοιτάξτε άλλαξε 8 φορές
Πιο κοντά, μετά πιο μακριά
Σας ζητώ να κοιτάξετε.
Γλιτώνει από την κούραση
ο κύκλος των ματιών σας.
Ο κύκλος 3 περιστρέφεται προς τα αριστερά,
Και μετά το αντίστροφο!

IV. Αγκυροβολία

1. Εργασίες σε μορφή παιχνιδιού, εργασίες αναζήτησης προβλημάτων για διαφάνειες.
2. Ανεξάρτητη εργασία για 10 λεπτά ( Ολίσθηση)

V. Γενικά συμπεράσματα

Δάσκαλος: Όλη η σημερινή γνώση μπορεί να συνοψιστεί σε μια θεωρία, η οποία ονομάζεται θεωρία ηλεκτρολυτικής διάστασης (TED)

Οι κύριες διατάξεις διατυπώνονται στην υποστηρικτική περίληψη ( Παράρτημα 4).

Εργασία με ένα βασικό περίγραμμα

1. Όλες οι ουσίες χωρίζονται σε ηλεκτρολύτες και μη ηλεκτρολύτες. Το TED μελετά τους ηλεκτρολύτες.
2. Όταν διαλυθεί στο νερό, το el-you διασπάται σε ιόντα.
3. Ο λόγος της διάσπασης είναι η ενυδάτωση, δηλαδή η αλληλεπίδραση του ηλεκτρολύτη με τα μόρια του νερού και η διάσπαση του χημικού δεσμού σε αυτόν.
4. Υπό την επίδραση του ε. ρεύμα + ιόντα (κατιόντα) μετακινούνται στην κάθοδο και αρνητικά (ανιόντα) στην άνοδο.
5. Η ΕΔ είναι αναστρέψιμη για ασθενείς ηλεκτρολύτες.
6. Δεν διασπώνται όλοι οι ηλεκτρολύτες σε ιόντα στον ίδιο βαθμό. Ως εκ τούτου, χωρίζονται σε ισχυρά και αδύναμα και χαρακτηρίζονται από το βαθμό διάσπασης, ο οποίος εξαρτάται από διάφορους λόγους.
7. Οι χημικές ιδιότητες των διαλυμάτων ηλεκτρολυτών καθορίζονται από τις ιδιότητες των ιόντων που σχηματίζουν κατά τη διάσταση.
8. Ανάλογα με τη φύση των σχηματιζόμενων ιόντων, διακρίνονται 3 τύποι ηλεκτρολυτών.

VI. Συνοψίζοντας το μάθημα. Εργασία για το σπίτι

§35,36; πρώην. Αρ. 4,5 σ.203,

Ατομική προσθήκη. στη δουλειά τετρα. #18, σελ.124, #20 σελ.126

Δάσκαλος: Πριν τελειώσω το μάθημα, θέλω να ελέγξω τη διάθεσή σας στο τέλος του μαθήματος. Σκιαγραφήστε τη διάθεσή σας στο ατομικό συνοδευτικό φύλλο, το οποίο βρίσκεται στο γραφείο σας. (Παράρτημα 1)

συμπέρασμα

Είσαι νέος! Και πιστέψτε σε αυτό.
Άνοιξες την πόρτα στον κόσμο της χημείας.
Όλοι ελπίζουμε ότι σε πέντε χρόνια,
Μπορείς να γίνεις εξαιρετικός επιστήμονας.

Ηλεκτρολύτες και μη ηλεκτρολύτες

Λαμβάνονται χωριστά, το νερό, τα άλατα, τα αλκάλια και τα οξέα δεν φέρουν ρεύμα. Όμως, τα υδατικά διαλύματα οξέων, αλκαλίων και αλάτων άγουν ηλεκτρισμό. Σε ποιες ομάδες μπορούν να χωριστούν όλες οι ουσίες ως προς το ηλεκτρικό ρεύμα;

Ουσίες που μεταφέρουν ηλεκτρισμό ηλεκτρολύτες; ουσίες που δεν μεταφέρουν ηλεκτρισμό μη ηλεκτρολύτες.

Ιδιότητες ηλεκτρολυτών

Οι ηλεκτρολύτες είναι αγωγοί του δεύτερου είδους. Σε διάλυμα ή τήγμα, αποσυντίθενται σε ιόντα, λόγω των οποίων διεξάγουν ηλεκτρικό ρεύμα.

Για να εξηγήσει αυτή την ιδιότητα το 1887, ο Σουηδός επιστήμονας S. Arenius πρότεινε τη θεωρία της ηλεκτρολυτικής διάστασης.

Η διάσπαση των ηλεκτρολυτών σε ιόντα όταν διαλύονται στο νερό ή λιώνουν ονομάζεται ηλεκτρολυτική διάσταση.

Βασικές διατάξεις της θεωρίας της ηλεκτρολυτικής διάστασης.

1) Όταν διαλύονται στο νερό, οι ηλεκτρολύτες αποσυντίθενται (διασπώνται) σε ιόντα - θετικά και αρνητικά: NaCl ↔ Na + + Cl -

2) Υπό τη δράση ενός ηλεκτρικού ρεύματος, τα ιόντα αποκτούν μια κατευθυνόμενη κίνηση: θετικά φορτισμένα ιόντα κινούνται προς την κάθοδο, αρνητικά φορτισμένα κινούνται προς την άνοδο. Επομένως, τα πρώτα ονομάζονται κατιόντα και τα δεύτερα - ανιόντα. Η κατευθυνόμενη κίνηση των ιόντων συμβαίνει ως αποτέλεσμα της έλξης τους σε αντίθετα φορτισμένα ηλεκτρόδια.

3) Η διάσταση είναι μια αναστρέψιμη διαδικασία: παράλληλα με τη διάσπαση των μορίων σε ιόντα (διάσπαση), προχωρά η διαδικασία συνδυασμού ιόντων (σχέση).Επομένως, στις εξισώσεις ηλεκτρολυτικής διάστασης αντί για το πρόσημο ίσου τίθεται το πρόσημο της αντιστρεψιμότητας.

Ο S. Arrhenius δεν μπορούσε να επισημάνει γιατί οι ηλεκτρολύτες, όταν διαλύονται στο νερό, αποσυντίθενται σε ιόντα, αφού θεωρούσε ότι η διάσταση των ηλεκτρολυτών είναι μια φυσική διαδικασία. Ο λόγος της διάσπασης ανακαλύφθηκε από τον Ρώσο επιστήμονα I.A. Kablukov, ο οποίος, με βάση τη θεωρία του D.I. Mendeleev για τη χημική φύση της διάλυσης, άρχισε να θεωρεί την ηλεκτρολυτική διάσταση ως μια χημική αλληλεπίδραση ηλεκτρολυτών με το νερό. Ο κύριος λόγος διάσπασης είναι η ενυδάτωση των ιόντων, η οποία προχωρά με την απελευθέρωση μεγάλης ποσότητας ενέργειας από αυτή που δαπανάται για τον ιονισμό της διαλυμένης ουσίας.

Μηχανισμός ηλεκτρολυτικής διάστασης

Η διάσταση των ηλεκτρολυτών συμβαίνει στο νερό και δεν συμβαίνει, για παράδειγμα, στην κηροζίνη. Πώς να το εξηγήσω;

Σε ένα μόριο νερού, οι δεσμοί μεταξύ των ατόμων υδρογόνου και των ατόμων οξυγόνου είναι πολικοί ομοιοπολικοί. Ζεύγη ηλεκτρονίων που συνδέουν άτομα. μετατοπίστηκε από άτομο υδρογόνου σε άτομο οξυγόνου. Επομένως, ένα θετικό φορτίο συγκεντρώνεται στα άτομα υδρογόνου και ένα αρνητικό φορτίο συγκεντρώνεται στο άτομο οξυγόνου.

Για να εξεταστεί ο μηχανισμός της διάστασης των ηλεκτρολυτών, είναι απαραίτητο να ληφθεί υπόψη όχι μόνο η πολικότητα των δεσμών μεταξύ των ατόμων υδρογόνου και οξυγόνου στο μόριο του νερού. Αλλά και η πολικότητα του ίδιου του μορίου του νερού. Ένα πολικό μόριο νερού - ένα δίπολο - μπορεί να απεικονιστεί ως έλλειψη με ένδειξη φορτίων στους πόλους, ένδειξη φορτίων στους πόλους με πρόσημα "+" και "-".

Ας εξετάσουμε τον μηχανισμό διάστασης ουσιών με έναν ιοντικό τύπο δεσμού χρησιμοποιώντας ως παράδειγμα χλωριούχο νάτριο. Αποτελείται από τρία στάδια:

ένα) προσανατολισμόςπολικά μόρια νερού (δίπολα) γύρω από τον κρύσταλλο και χαλάρωση του κρυσταλλικού πλέγματος υπό την επίδραση της χαοτικής κίνησης των μορίων του νερού. (όταν ένας κρύσταλλος άλατος βυθίζεται στο νερό, τα μόρια του νερού έλκονται από τα ιόντα που βρίσκονται στην επιφάνεια του κρυστάλλου: σε θετικά ιόντα από τους αρνητικούς τους πόλους (άτομα οξυγόνου) και στα αρνητικά ιόντα από τους θετικούς πόλους τους (άτομα υδρογόνου).

σι) ενυδάτωση– περιβάλλον ιόντων νατρίου και χλωρίου από μόρια νερού (σχηματισμός ένυδρων ιόντων).

ντο)καταστροφή του κρυσταλλικού πλέγματος - διάσταση χλωριούχου νατρίου.

(Όταν έλκονται από τα ιόντα του διαλυμένου άλατος, τα μόρια του νερού εξασθενούν την έλξη των ιόντων μεταξύ τους πολλές φορές. Οι δεσμοί μεταξύ θετικών και αρνητικών ιόντων στο κρυσταλλικό πλέγμα σπάνε. Τα ενυδατωμένα ιόντα διαχωρίζονται)

Τα μόρια του νερού που έλκονται από τα ιόντα κατά τη διάλυση του κρυστάλλου παραμένουν συνδεδεμένα με αυτά και στο διάλυμα.

Ο μηχανισμός διάστασης ουσιών με ομοιοπολικό πολικό δεσμό περιλαμβάνει ένα επιπλέον βήμα:

προσανατολισμός πολικών μορίων νερού γύρω από ένα μόριο πολικού ηλεκτρολύτη.

αλλαγή του τύπου του δεσμού από ομοιοπολικό πολικό σε ιοντικό.

διάσταση ηλεκτρολυτών;

ενυδάτωση ιόντων.

4) Δεν διασπώνται όλοι οι ηλεκτρολύτες εξίσου σε ιόντα. Στα διαλύματα ηλεκτρολυτών, μαζί με τα ιόντα, μπορεί να υπάρχουν και μόρια. Ο βαθμός διάστασης a είναι ο λόγος των μορίων που αποσυντίθενται σε ιόντα προς τον συνολικό αριθμό μορίων στο διάλυμαένα= n/N,

όπου n είναι ο αριθμός των μορίων που έχουν διαχωριστεί, N είναι ο συνολικός αριθμός μορίων στο διάλυμα.

Οι ισχυροί ηλεκτρολύτες, όταν διαλύονται στο νερό, διασπώνται σχεδόν πλήρως σε ιόντα. Εχουνένα τείνει προς την ενότητα. Οι ισχυροί ηλεκτρολύτες περιλαμβάνουν: όλα τα διαλυτά άλατα, τα οξέα H2SO4, HNO3, HCl, όλα τα αλκάλια.

Οι ασθενείς ηλεκτρολύτες, όταν διαλύονται στο νερό, σχεδόν δεν διασπώνται σε ιόντα. Εχουνένα τείνει στο μηδέν. Οι ασθενείς ηλεκτρολύτες περιλαμβάνουν: ασθενή οξέα - H 2 S, H 2 CO 3, H 2 SO 3, HNO 2, NH 3 H 2 O, νερό.

Διάσταση οξέων, αλάτων και βάσεων.

Η διάσπαση προχωρά σε διαλύματα και λιώνει.

Διαλυτά οξέα - Αυτοί είναι ηλεκτρολύτες που διασπώνται σε υδατικά διαλύματα και τήκονται σε κατιόν υδρογόνου και ένα ανιόν ενός υπολείμματος οξέος.

H 2 SO 4 ↔ 2 H + + SO 4 2-

Θεμέλιαείναι ηλεκτρολύτες που διασπώνται σε υδατικά διαλύματα και τήκονται σε μεταλλικό κατιόν και ένα ανιόν υδροξειδίου.

NaOH ↔ Na + + OH -

Διαλυτές βάσεις - αυτά είναι υδροξείδια που σχηματίζονται από ιόντα ενεργών μετάλλων: μονοσθενή: Li +, Na +, K +, Rb +, Cs +, Fr +; δισθενές: Ca 2+, Sr 2+, Ba 2+.

άλας - Πρόκειται για ηλεκτρολύτες που διασπώνται σε υδατικά διαλύματα και τήκονται σε μεταλλικό κατιόν και ανιόν ενός υπολείμματος οξέος.

Na 2 SO 4 ↔ 2Na + + SO 4 2-

Εργασία αυτοδιαγνωστικού ελέγχου:

Γράψτε τις εξισώσεις διάστασης για τους ακόλουθους ηλεκτρολύτες: νιτρικός ψευδάργυρος, ανθρακικό νάτριο, υδροξείδιο του ασβεστίου, χλωριούχο στρόντιο, θειικό λίθιο, θειικό οξύ, χλωριούχος χαλκός (II), θειικός σίδηρος (III), φωσφορικό κάλιο, βρωμοχλωριούχο ασβέστιο, υδροσουλφουρικό οξύ, , νιτρικό νάτριο, υδροξείδιο του λιθίου.