Дисоціація іонних сполук. Електролітична дисоціація

Речовини, розчини (або розплави) яких проводять електричний струм, називаються е л е к т р о л і т а м і. Нерідко електролітами називають самі розчини цих речовин. Ці розчини (розплави) електролітів є провідниками другого роду,оскільки передача електрики здійснюється у них рухом і він - Заряджених частинок. Частка, заряджена позитивно називається катіоном (Са +2), частка несуча негативний заряд - аніоном (ВІН ־). Іони можуть бути прості (Са +2, Н +) і складні (РО 4 3, НСО 3 2).

Основоположником теорії електролітичної дисоціації є шведський вчений С. Арреніус. Відповідно до теорії електролітичною дисоціацією називається розпад молекул на іони при їх розчиненні у воді, причому це відбувається без впливу електричного струму. Однак ця теорія не відповідала на питання: які причини зумовлюють появу в розчинах іонів і чому позитивні іони, стикаючись із негативними, не утворюють нейтральних частинок.

Свій внесок у розвиток цієї теорії зробили російські вчені: Д.І. Менделєєв, І. А. Каблуков - прихильники хімічної теорії розчинів, які звертали увагу на вплив розчинника в процесі дисоціації. Каблуков стверджував, що розчинена речовина взаємодіє з розчинником ( процес с о л в а т а ц і ) утворюючи продукти змінного складу ( с л ь в а ти ).

Сольват є іон, оточений молекулами розчинника (сольватна оболонка), яких може бути різна кількість (саме за рахунок цього досягається змінний склад). Якщо розчинником є ​​вода, то процес взаємодії молекул розчиненої речовини та розчинника називається г і д р а т а ц і й, а продукт взаємодії - г і д р а т о м.

Таким чином, причиною електролітичної дисоціації є сольватація (гідратація). І саме сольватація (гідратація) іонів перешкоджає зворотному з'єднанню до нейтральних молекул.

Кількісно процес дисоціації характеризується величиною ступеня електролітичної дисоціації ( α ), яка є відношенням кількості розпалася на іони речовини до загальної кількості розчиненої речовини. Звідси випливає, що для сильних електролітів α = 1 або 100% (у розчині присутні іони розчиненої речовини), для слабких електролітів 0< α < 1 (в растворе присутствуют наряду с ионами растворенного вещества и его недиссоциированные молекулы), для неэлектролитов α = 0 (іони у розчині відсутні). Крім природи розчиненої речовини та розчинника величина α залежить від концентрації розчину та температури.

Якщо розчинником є ​​вода, до сильних електролітів належать:

1) усі солі;

2) наступні кислоти: HCl, HBr, HI, H 2 SO 4 HNO 3 HClO 4 ;

3) наступні підстави: LiOH, NaOH, KOH, RbOH, CsOH, Ca(OH) 2 , Sr(OH) 2 , Ba(OH) 2 .

Процес електролітичної дисоціації є оборотним, отже його можна охарактеризувати величиною константи рівноваги, яка, у разі слабкого електроліту, називається константою дисоціації (К Д ) .

Чим більший ця величина, тим легше електроліт розпадається на іони, тим більше його іонів у розчині. Наприклад: HF ═ H + + F־

Ця величина стала при даній температурі і залежить від природи електроліту, розчинника.

Багатоосновні кислоти та багатокислотні основи дисоціюють східчасто. Наприклад, молекули сірчаної кислоти насамперед відщеплюють один катіон водню:

H 2 SO 4 ═ Н++ HSO 4 ־.

Відщеплення другого іона за рівнянням

HSO 4 ־ ═ Н + + SO 4 ־ 2

йде вже значно важче, тому що йому доводиться долати тяжіння з боку двозарядного іона SO 4 2, який, звичайно, притягує до себе іон водню сильніше, ніж однозарядний іон HSO 4 . Тому другий ступінь дисоціації відбувається набагато меншою мірою, ніж перший.

Підстави, що містять більше однієї гідроксильної групи в молекулі, теж дисоціюють східчасто. Наприклад:

Ba(OH) 2 ∐ BaOH + + OH - ;

BaOH + = Ba 2+ + OH - .

Середні (нормальні) солі завжди дисоціюють на іони металів та кислотних залишків:

CaCl 2 = Ca 2+ + 2Cl -;

Na 2 SO 4 = 2Na + + SO 4 2-.

Кислі солі, подібно до багатоосновних кислот, дисоціюють східчасто. Наприклад:

NaHCO 3 = Na + + HCO 3 -;

HCO 3 - = H + + CO 3 2-.

Однак ступінь дисоціації по другому ступені дуже мала, так що розчин кислої солі містить лише незначну кількість іонів водню.

Основні солі дисоціюють на іони основних та кислотних залишків. Наприклад:

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

Вторинної дисоціації іонів основних залишків на іони металу та гідроксилу майже не відбувається.

лекція. Теорія електролітичної дисоціації.

Електроліти, неелектроліти. Електролітична дисоціація.

Причину відхилення від законів Вант-Гоффа і Рауля вперше встановив у 1887 р. шведський учений Сванте Арреніус, запропонувавши теорію електролітичної дисоціації, яка ґрунтується на двох постулатах:

· Речовини, розчини яких є електролітами (Тобто проводять електричний струм), при розчиненні розпадаються на частинки (іони), які утворюються в результаті дисоціації розчиненої речовини. Число частинок при цьому збільшується. Іони, заряджені позитивно отримали назву катіони , т.к. під дією електричного поля рухаються до катода. Іони заряджені негативно – аніони , т.к. під впливом електричного поля рухаються до анода. До електролітів відносяться солі, кислоти та основи.

Al(NO3)3 ® Al ³ + + NO3ֿ

· Електроліти дисоціюють не повністю. Здатність речовини до дисоціації характеризується значенням ступеня електролітичної дисоціації – a. Ступенем електролітичної дисоціації називається відношення кількості речовини електроліту, що розпалася на іони, до загальної кількості розчиненого електроліту.

a = ніонізоване / Nрозчинене

n-кількість молекул, що розпалися на іони

N-загальна кількість молекул у розчині

a- ступінь електролітичної дисоціації

Значення a може змінюватися від 0 до 1, часто a виражається у відсотках (від 0 до 100%). Ступінь дисоціації показує, яка частина розчиненої кількості електроліту за цих умов знаходиться у розчині у вигляді гідратованих іонів.

Причини електролітичної дисоціації обумовлені:

· характером хімічних зв'язків у сполуках (до електролітів відносяться речовини з іонним або ковалентним сильнополярним зв'язком)

· Характером розчинника: молекула води полярна, тобто. є диполем

Таким чином, електролітичною дисоціацією називають процес розпадонних або полярних сполук на іони під дією полярних молекул розчинника.

Механізм електролітичної дисоціації.

Теорію Аррціуса значно розвинули російські вчені І.А.Каблуков і В.А.Кістяковський, вони довели, що при розчиненні електроліту відбувається хімічна взаємодія розчиненої речовини з водою, що призводить до утворення гідратів, а потім дисоціюють на іони, тобто. у розчині знаходяться гідратовані іони.

Найлегше дисоціація речовини з іонним зв'язком. Послідовність процесів, що відбуваються при дисоціації речовин з іонним зв'язком (солей, лугів) буде такою:

· Орієнтація молекул диполів води у іонів кристала

· гідратація (взаємодія) молекул води з іонами поверхневого шару кристала

· дисоціація (розпад) кристала електроліту на гідратовані іони.

З урахуванням гідратації іонів рівняння дисоціації виглядає так:

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

Оскільки склад гідратованих іонів не завжди постійний, рівняння записують скорочено:

NaCl ® Na + + Cl -

Аналогічно відбувається і процес дисоціації речовин з полярним зв'язком, послідовність процесів, що відбуваються наступна:

· орієнтація молекул води навколо полюсів молекули електроліту

· гідратація (взаємодія) молекули води з молекулами електроліту

· Іонізація молекул електроліту (перетворення ковалентного полярного зв'язку в іонну)

· дисоціація (розпад) молекул електроліту на гідратовані іони.

HCl + H2O ® H3O + + Cl -

HCl ® H++ Cl -

В процесі дисоціації іон водню у вільному вигляді не зустрічається, тільки у вигляді іона гідроксонію H3O+.

РОЗЧИНИ
ТЕОРІЯ ЕЛЕКТРОЛІТИЧНОЇ ДИССОЦІАЦІЇ

ЕЛЕКТРОЛІТИЧНА ДИСОЦІАЦІЯ
ЕЛЕКТРОЛІТИ І НЕЕЛЕКТРОЛІТИ

Теорія електролітичної дисоціації

(С. Арреніус, 1887р.)

1. При розчиненні у воді (або розплавленні) електроліти розпадаються на позитивно та негативно заряджені іони (зазнають електролітичної дисоціації).

2. Під дією електричного струму катіони (+) рухаються до катода (-), а аніони (-) – до анода (+).

3. Електролітична дисоціація – процес оборотний (зворотна реакція називається моляризацією).

4. Ступінь електролітичної дисоціації ( a ) залежить від природи електроліту та розчинника, температури та концентрації. Вона показує відношення числа молекул, що розпалися на іони ( n ) до загального числа молекул, введених у розчин ( N).

a = n/N 0< a <1

Механізм електролітичної дисоціації іонних речовин

При розчиненні сполук з іонними зв'язками (наприклад, NaCl ) процес гідратації починається з орієнтації диполів води навколо всіх виступів та граней кристалів солі.

Орієнтуючись навколо іонів кристалічних ґрат, молекули води утворюють із нею або водневі, чи донорно-акцепторные зв'язку. У цьому процесі виділяється велика кількість енергії, що називається енергією гідратації.

Енергія гідратації, величина якої порівнянна з енергією кристалічних ґрат, йде на руйнування кристалічних ґрат. При цьому гідратовані іони шар за шаром переходять у розчинник і, перемішуючись з молекулами, утворюють розчин.

Механізм електролітичної дисоціації полярних речовин

Аналогічно дисоціюють і речовини, молекули яких утворені на кшталт полярного ковалентного зв'язку (полярні молекули). Навколо кожної полярної молекули речовини (наприклад, HCl ), певним чином орієнтуються диполі води. Внаслідок взаємодії з диполями води полярна молекула ще більше поляризується і перетворюється на іонну, далі вже легко утворюються вільні гідратовані іони.

Електроліти та неелектроліти

Електролітична дисоціація речовин, що йде з утворенням вільних іонів, пояснює електричну провідність розчинів.

Процес електролітичної дисоціації прийнято записувати як схеми, не розкриваючи його механізму і опускаючи розчинник ( H 2 O ), хоча він є основним учасником.

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 -

З електронейтральності молекул випливає, що сумарний заряд катіонів і аніонів повинен дорівнювати нулю.

Наприклад, для

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

Сильні електроліти

Це речовини, що при розчиненні у воді практично повністю розпадаються на іони. Як правило, до сильних електролітів належать речовини з іонними або сильно полярними зв'язками: всі добре розчинні солі, сильні кислоти ( HCl, HBr, HI, HClO 4, H 2 SO 4, HNO 3 ) та сильні підстави ( LiOH, NaOH, KOH, RbOH, CsOH, Ba(OH)2, Sr(OH)2, Ca(OH)2).

У розчині сильного електроліту розчинена речовина знаходиться в основному у вигляді іонів (катіонів та аніонів); недисоційовані молекули практично відсутні.

Слабкі електроліти

Речовини, що частково дисоціюють на іони. Розчини слабких електролітів поруч із іонами містять недисоційовані молекули. Слабкі електроліти не можуть дати великої концентрації іонів у розчині.

До слабких електролітів належать:

1) майже всі органічні кислоти ( CH 3 COOH , C 2 H 5 COOH та ін);

2) деякі неорганічні кислоти ( H 2 CO 3 , H 2 S та ін);

3) майже всі малорозчинні у воді солі, основи та гідроксид амонію(Ca 3 (PO 4 ) 2; Cu (OH) 2; Al (OH) 3; NH 4 OH);

4) вода.

Вони погано (чи майже проводять) електричний струм.

СH 3 COOH «CH 3 COO - + H +

Cu (OH ) 2 « [ CuOH ] + + OH - (перший ступінь)

[ CuOH ] + « Cu 2+ + OH - (другий ступінь)

H 2 CO 3 H + + HCO - (перший ступінь)

HCO 3 - « H + + CO 3 2- (другий ступінь)

Неелектроліти

Речовини, водні розчини та розплави яких не проводять електричний струм. Вони містять ковалентні неполярні чи малополярні зв'язки, які розпадаються на іони.

Електричний струм не проводять гази, тверді речовини (неметали), органічні сполуки (цукроза, бензин, спирт).

Ступінь дисоціації. Константа дисоціації

Концентрація іонів у розчинах залежить від того, наскільки повно цей електроліт дисоціює на іони. У розчинах сильних електролітів, дисоціацію яких можна вважати повною, концентрацію іонів легко визначити за концентрацією (c) та складу молекули електроліту (стехіометричним індексам),наприклад:

Концентрації іонів у розчинах слабких електролітів якісно характеризують ступенем та константою дисоціації.

Ступінь дисоціації (a) - Відношення числа молекул, що розпалися на іони ( n ) до загального числа розчинених молекул ( N):

a = n/N

і виявляється у частках одиниці чи % ( a = 0,3 - умовна межа поділу на сильні та слабкі електроліти).

приклад

Визначте мольну концентрацію катіонів та аніонів у 0,01 М розчинах KBr, NH 4 OH, Ba(OH) 2 , H 2 SO 4 та CH 3 COOH.

Ступінь дисоціації слабких електролітів a = 0,3.

Рішення

KBr , Ba (OH ) 2 та H 2 SO 4 - сильні електроліти, що дисоціюють повністю(a = 1).

KBr « K + + Br -

0,01 M

Ba(OH) 2 « Ba 2+ + 2OH -

0,01 M

0,02 M

H 2 SO 4 « 2H + + SO 4

0,02 M

[SO 4 2-] = 0,01 M

NH 4 OH та CH 3 COOH – слабкі електроліти(a = 0,3)

NH 4 OH + 4 + OH -

0,3 0,01 = 0,003 М

CH 3 COOH « CH 3 COO - + H +

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

Ступінь дисоціації залежить від концентрації розчину слабкого електроліту. При розведенні водою ступінь дисоціації завжди зростає, т.к. збільшується кількість молекул розчинника ( H 2 O ) одну молекулу розчиненої речовини. За принципом Ле Шательє рівновага електролітичної дисоціації у разі має зміститися у бік освіти продуктів, тобто. гідратованих іонів.

Ступінь електролітичної дисоціації залежить від температури розчину. Зазвичай зі збільшенням температури ступінь дисоціації зростає, т.к. активуються зв'язки в молекулах, вони стають рухливішими і легше іонізуються. Концентрацію іонів у розчині слабкого електроліту можна розрахувати, знаючи ступінь дисоціаціїaта вихідну концентрацію речовиниcу розчині.

приклад

Визначте концентрацію недисоційованих молекул та іонів у 0,1 М розчину NH 4 OH якщо ступінь дисоціації дорівнює 0,01.

Рішення

Концентрації молекул NH 4 OH , які до моменту рівноваги розпадуться на іони, дорівнюватимеac. Концентрація іонів NH 4 - і OH - - дорівнюватиме концентрації продісоційованих молекул і дорівнюєac(відповідно до рівняння електролітичної дисоціації)

NH 4 OH		NH 4+		OH -
c - a c

A c = 0,01 0,1 = 0,001 моль/л

[ NH 4 OH ] = c - a c = 0,1 - 0,001 = 0,099 моль / л

Константа дисоціації ( K D ) - відношення добутку рівноважних концентрацій іонів у ступеня відповідних стехіометричних коефіцієнтів до концентрації недисоційованих молекул.

Вона є константою рівноваги процесу електролітичної дисоціації; характеризує здатність речовини розпадатися на іони: що вище K D тим більше концентрація іонів у розчині.

Дисоціації слабких багатоосновних кислот або багатокислотних основ протікають сходами, відповідно для кожного ступеня існує своя константа дисоціації:

Перший ступінь:

H 3 PO 4 « H + + H 2 PO 4 -

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

Другий ступінь:

H 2 PO 4 - «H + + HPO 4 2-

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

Третій ступінь:

HPO 4 2- « H + + PO 4 3-

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

K D 1 > K D 2 > K D 3

приклад

Отримайте рівняння, яке зв'язує ступінь електролітичної дисоціації слабкого електроліту ( a ) з константою дисоціації (закон розведення Оствальда) для слабкої одноосновної кислотиНА.

HA « H + + A +

K D = () /

Якщо загальну концентрацію слабкого електроліту позначитиc, то рівноважні концентраціїН + та A - рівні ac, а концентрація недисоційованих молекулНА - (c - a c) = c (1 - a)

K D = (a c a c) / c (1 - a) = a 2 c / (1 - a)

У разі дуже слабких електролітів ( a £ 0,01)

K D = c a 2 або a = \ é (K D / c )

приклад

Обчисліть ступінь дисоціації оцтової кислоти та концентрацію іонів H + у 0,1 M розчині, якщо K D (CH 3 COOH ) = 1,85 10 -5

Рішення

Скористаємося законом розведення Оствальда

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

[H + ] = a c = 0,0136 0,1 моль/л

Твір розчинності

Визначення

Помістимо в хімічну склянку якусь важкорозчинну сіль,наприклад, AgCl і додамо до осаду дистильованої води. При цьому іони Ag + та Cl - , Випробовуючи тяжіння з боку навколишніх диполів води, поступово відриваються від кристалів і переходять в розчин. Зіткнувшись у розчині, іони Ag + та Cl - утворюють молекули AgCl і осідають на поверхні кристалів. Таким чином, в системі відбуваються два взаємно протилежні процеси, що призводить до динамічної рівноваги, коли в одиницю часу в розчин переходить стільки ж іонів Ag + та Cl - , скільки їх осідає. Нагромадження іонів Ag + та Cl - у розчині припиняється, виходить насичений розчин. Отже, ми розглядатимемо систему, в якій є осад важкорозчинної солі в дотику з насиченим розчином цієї солі. При цьому відбуваються два взаємно протилежні процеси:

1) Перехід іонів з осаду розчин. Швидкість цього процесу можна вважати постійною за незмінної температури: V 1 = K 1;

2) Осадження іонів із розчину. Швидкість цього процесу V 2 залежить від концентрації іонів Ag + та Cl - . За законом дії мас:

V 2 = k 2

Так як дана система перебуває в стані рівноваги, то

V 1 = V 2

k 2 = k 1

K 2 / k 1 = const (при T = const)

Таким чином, добуток концентрацій іонів у насиченому розчині важкорозчинного електроліту при постійній температурі є постійною величиною. Ця величина називаєтьсятвором розчинності(ПР).

У наведеному прикладі ПР AgCl = [ Ag + ] [ Cl - ] . У тих випадках, коли електроліт містить два або кілька однакових іонів, концентрація цих іонів при обчисленні добутку розчинності повинна бути зведена у відповідний ступінь.

Наприклад, ПР Ag 2 S = 2; ПР PbI 2 = 2

У загальному випадку вираз твору розчинності для електроліту A m B n

ПР A m B n = [A] m [B] n.

Значення добутку розчинності для різних речовин різні.

Наприклад, ПР CaCO 3 = 4,8 10 -9; ПР AgCl = 1,56 10 -10.

ПР легко вирахувати, знаючи ра c чинність з'єднання при даній t°.

Приклад 1

Розчинність CaCO 3 дорівнює 0,0069 або 6,9 10 -3 г/л. Знайти ПР CaCO 3 .

Рішення

Виразимо розчинність у молях:

S CaCO 3 = ( 6,9 10 -3 ) / 100,09 = 6,9 10 -5 моль/л

M CaCO 3

Оскільки кожна молекула CaCO 3 дає при розчиненні по одному іону Ca 2+ і CO 3 2- то
[ Ca 2+ ] = [ CO 3 2- ] = 6,9 10 -5 моль/л ,
отже,ПР CaCO 3 = [ Ca 2+ ] [ CO 3 2- ] = 6,9 10 -5 6,9 10 -5 = 4,8 10 -9

Знаючи величину ПР , можна у свою чергу обчислити розчинність речовини моль/л або г/л.

Приклад 2

Твір розчинностіПР PbSO 4 = 2,2 10 -8 г/л.

Чому дорівнює розчинність PbSO 4?

Рішення

Позначимо розчинність PbSO 4 через X моль/л. Перейшовши в розчин, X молів PbSO 4 дадуть X іонів Pb 2+ та X іонівSO 4 2- , тобто:

= = X

ПРPbSO 4 = = = X X = X 2

X =\ é(ПРPbSO 4 ) = \ é(2,2 10 -8 ) = 1,5 10 -4 моль/л.

Щоб перейти до розчинності, вираженої в г/л, знайдену величину помножимо на молекулярну масу, після чого отримаємо:

1,5 10 -4 303,2 = 4,5 10 -2 г/л.

Утворення опадів

Якщо

[ Ag + ] [ Cl - ] < ПР AgCl- ненасичений розчин

[ Ag + ] [ Cl - ] = ПРAgCl- насичений розчин

[ Ag + ] [ Cl - ] > ПРAgCl- перенасичений розчин

Осад утворюється в тому випадку, коли добуток концентрацій іонів малорозчинного електроліту перевищить величину його добутку розчинності при цій температурі. Коли іонний твір стане рівним величиніПР, випадання осаду припиняється. Знаючи об'єм і концентрацію розчинів, що змішуються, можна розрахувати, чи випадатиме осад утворюється солі.

Приклад 3

Чи випадає осад при змішуванні рівних обсягів 0,2MрозчинівPb(NO 3 ) 2 іNaCl.
ПРPbCl 2 = 2,4 10 -4 .

Рішення

При змішуванні об'єм розчину зростає вдвічі, і концетрація кожної речовини зменшиться вдвічі, тобто. стане 0,1 M або 1,0 10 -1 моль/л. Такі ж будуть концентраціїPb 2+ іCl - . Отже,[ Pb 2+ ] [ Cl - ] 2 = 1 10 -1 (1 10 -1 ) 2 = 1 10 -3 . Отримана величина перевищуєПРPbCl 2 (2,4 10 -4 ) . Тому частина соліPbCl 2 випадає в осад. З усього сказаного вище можна дійти невтішного висновку про вплив різних чинників освіту опадів.

Вплив концентрації розчинів

Важкорозчинний електроліт із досить великою величиноюПРне можна осадити з розбавлених розчинів.Наприклад, осадPbCl 2 не випадатиме при змішуванні рівних обсягів 0,1MрозчинівPb(NO 3 ) 2 іNaCl. При змішуванні рівних обсягів концентрації кожної речовини стануть0,1 / 2 = 0,05 Mабо 5 10 -2 моль/л. Іонний твір[ Pb 2+ ] [ Cl 1- ] 2 = 5 10 -2 (5 10 -2 ) 2 = 12,5 10 -5 .Отримана величина меншаПРPbCl 2 , Отже випадання осаду не відбудеться.

Вплив кількості осадника

Для більш повного осадження використовують надлишок осадителя.

Наприклад, облягаємо сільBaCO 3 : BaCl 2 + Na 2 CO 3 ® BaCO 3 ¯ + 2 NaCl. Після збільшення еквівалентної кількостіNa 2 CO 3 у розчині залишаються іониBa 2+ концентрація яких обумовлена ​​величиноюПР.

Підвищення концентрації іонівCO 3 2- , викликане додаванням надлишку осадника(Na 2 CO 3 ) , спричинить відповідне зменшення концентрації іонівBa 2+ у розчині, тобто. збільшить повноту осадження цього іона.

Вплив однойменного іона

Розчинність труднорастворимых електролітів знижується у присутності інших потужних електролітів, мають однойменні іони. Якщо до ненасиченого розчинуBaSO 4 потроху додавати розчинNa 2 SO 4 , той іонний твір, який був спочатку меншим ПРBaSO 4 (1,1 10 -10 ) , поступово досягнеПРі перевищить його. Почнеться випадання осаду.

Вплив температури

ПРє постійною величиною за постійної температури. Зі збільшенням температури ПРзростає, тому осадження краще проводити з охолоджених розчинів.

Розчинення опадів

Правило добутку розчинності важливе для переведення важкорозчинних опадів у розчин. Припустимо, що треба розчинити осадBaЗO 3 . Розчин, що торкається цього осаду, насичений відносноBaЗO 3 .
Це означає, що[ Ba 2+ ] [ CO 3 2- ] = ПРBaCO 3 .

Якщо додати розчин кислоту, то іониH + зв'яжуть наявні в розчині іониCO 3 2- молекули неміцної вугільної кислоти:

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

Внаслідок цього різко знизиться концентрація іонаCO 3 2- , іонний твір стане меншим за величинуПРBaCO 3 . Розчин виявиться ненасиченим щодоBaЗO 3 та частина осадуBaЗO 3 перейде у розчин. При додаванні достатньої кількості кислоти можна перевести весь осад в розчин. Отже, розчинення осаду починається тоді, коли з будь-якої причини іонний добуток малорозчинного електроліту стає менше величиниПР. Для того, щоб розчинити осад, розчин вводять такий електроліт, іони якого можуть утворювати малодисоційоване з'єднання з одним з іонів важкорозчинного електроліту. Цим пояснюється розчинення важкорозчинних гідроксидів у кислотах.

Fe(OH) 3 + 3HCl® FeCl 3 + 3H 2 O

ІониOH - зв'язуються в малодисоційовані молекулиH 2 O.

Таблиця.Твір розчинності (ПР) та розчинність при 25AgCl

1,25 10 -5

1,56 10 -10

AgI

1,23 10 -8

1,5 10 -16

Ag 2 CrO 4

1,0 10 -4

4,05 10 -12

BaSO 4

7,94 10 -7

6,3 10 -13

CaCO 3

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

Цілі: сформувати поняття про електроліти та неелектроліти, ЕД, розкрити механізм дисоціації речовин з іонним та ковалентним полярним зв'язком, ввести поняття «ступінь електролітичної дисоціації» та показати її залежності від різних факторів; сформулювати основні тези ТЕД; формувати вміння у студентів складати рівняння дисоціації;

розвивати вміння порівнювати, аналізувати та робити висновки, навички само- та взаємоконтролю, інтелектуальні здібності;

виховувати компетентну особу з практичною спрямованістю.

Устаткування: комп'ютер, мультимедійний проектор, екран, прилад для визначення електропровідності розчинів, штативи з лапкою та кільцем, модель-аплікація «Механізм ЕД»

Реактиви: Н 2 Про дист., NaCl кр., NaOH кр., крижана оцтова кислота CH 3 COOH, З 12 Н 22 Про 11 кр.; розчин Н 2 SO 4 , на кожну парту: розчини індикаторів метилоранжу, фенолфталеїну, розчини HCl, NaОН, Na 2 SO 4 .

Хід уроку

I. Організаційний момент

ІІ. Повідомлення теми, постановка цілі. Рефлексія

(Запис у зошит теми уроку)

Вчитель: Йтиметься про найдивовижнішу речовину нашої планети, без якої немає життя – це воді, її ролі при розчиненні речовин.

Перш ніж розпочати вивчення нової теми, я хочу перевірити ваш настрій. Замалюйте свій настрій в індивідуальному супровідному аркуші, який знаходиться на парті. (Додаток 1)

ІІІ. Вивчення нового матеріалу

1 етап . Електроліти, неелектроліти.

Вчитель: Звернемося до історії 1837 року. У цей період у Лондоні в лабораторії Королівського інституту працювали два вчені: Гемфрі Деві та Майкл Фарадей. Вони розпочали дослідження в галузі електрики та ввели поняття, якими ми користуємося досі. Деві та Фарадей проводили досліди щодо визначення електропровідності розчинів, використовуючи спеціальний прилад, модель якого представлена ​​у Вас на рис. 126 с.193 (О.С.Габрієлян, Хімія 8). Він складається з 2-х електродів, лампочки та розетки. При опусканні електродів у досліджувану речовину, якщо вона проводить струм, лампочка загоряється, якщо не проводить - не загоряється.

Давайте і ми проведемо дослідження (Демонстрація електричної провідності різних речовин за допомогою спеціального приладу).

Розмова із класом:

– Попередньо згадаємо, на які дві групи ділять усі хімічні сполуки за типом хімічного зв'язку?

Результати експерименту відзначаємо у таблиці супровідного аркуша. (Додаток 1)

Перевірка електропровідності води приладом

Розмова:

– Як Ви вважаєте, проводить вода електричний струм?
- Який тип хімічного зв'язку у води? (Ковалентна слабо полярна)
– До якого класу хімічних сполук вона належить?
– Перевіримо електропровідність приладом. (Не проводить струм).

(Зазначаємо у таблиці.)

Перевіряє електропровідність у кухонної солі NaCl кристалічної.

– Який тип хімічного зв'язку у цієї сполуки?
– До якого класу воно належить?
- Як ви вважаєте, проводить NaClкр. електричний струм?
– Перевіримо приладом (Ні).
– А тепер додамо воду до сіль та перевіримо електропровідність цього розчину.
– Як Ви вважаєте, чи буде розчин кухонної солі проводити електричний струм? (Цей досвід може зробити учень)
– Як Ви вважаєте чому? На це запитання ми дамо відповідь трохи згодом. А зараз продовжимо дослідження. І так далі….
– Який висновок ми можемо зробити на основі проведених досліджень?

(Висновок: Одні речовини проводять струм, інші ні)

Вчитель:Речовини, розчини яких проводять електричний струм назвали електролітами,а речовини, які не проводять струм – неелектролітами

- А які речовини проводять електричний струм? ( Розчини кислот, лугів, солей.)
– З яким видом хімічного зв'язку розчини речовин проводять електричний струм? (іонної, ковалентної сильно полярної)
- Які речовини не проводять електричний струм? (Всі кристалічні речовини, оксиди, гази)
– З яким видом хімічного зв'язку речовини не проводять електричного струму? (З ковалентною неполярною та слабо полярною)

Закріплення етапу 1: Завдання 1. Бліц опитування:

– Сформулюйте визначення електролітів та неелектролітів. (Запис у зошит)
– Який тип хімічного зв'язку характерний електролітам та неелектролітам?
– Класи яких речовин відносяться до електролітів та неелектролітів?
– Де Ви у житті зустрічалися з електролітами? ( Акумулятори в автомобілях)

Завдання 2 . Виберіть із переліку речовин електроліти та неелектроліти, визначивши вид хімічного зв'язку. Відповідь поясніть.

2 етап: Механізм електролітичної дисоціації.

Продовження розмови:

– Які частинки можуть створювати електричний струм у розчині? ( Рухоміз аряжені частки)
– Чому і за яких умов речовини проводять електричний струм?

(Вони розпадаються на іони під час розчинення чи розплавлення, є провідниками другого роду. Проходження струму відбувається рахунок перенесення іонів, а чи не електронів. Метали - провідники першого роду (струм створюється за рахунок вільних електронів).

– А які заряджені частинки можуть бути у розчинах, наприклад, у речовин з іонним зв'язком – розчином NaCl? (Вільні іони)

Увага: У кристалах іони не вільні, а знаходяться у вузлах кристалічних ґрат.

– Що ж відбувається із кристалом при розчиненні його у воді?

– Яка роль води у цьому процесі?

(Вода взаємодіє з електролітом і він під впливом води розпадається на іони).

Розглянемо механізм цього процесу.

Спочатку розглянемо будова молекули води

Вода (диполь) < 104,5 0

Повідомлення: Цікаве про воду… (Додаток 3)

Механізм електролітичної дисоціації з іонним зв'язком на прикладі NaCl

Розгляньте схему процесу (рис.127, с.195, Хімія, 9, О.С.Габрієлян).

- Що відбувається з диполями води?

Цей процес називається орієнтація. (Запис у зошит)

гідратація. (Запис у зошит)

3.Під час гідратації виникають сили взаємного тяжіння між диполями та іонами, хімічний зв'язок між іонами кристала слабшає та іони, оточені «водною ковдрою», відриваються і переходять у розчин.

Відбувається розпад - дисоціація.

Іони, оточені водною оболонкою, називають гідратованими.

Процес дисоціації спрощено можна записати: NaCl = Na + + Cl -

(Катіони, аніони)
– Вони прості чи складні? (Прості)

- Отже, які 3 процеси відбуваються при розчиненні речовин з іонним зв'язком у воді?

1. орієнтація
2. гідратація
3. дисоціація. Демонстрація процесу дисоціації. ( Анімація)

Завдання для учнів

За допомогою моделі-аплікації покажіть на магнітній дошці механізм дисоціації електроліту з іонним зв'язком та прокоментуйте це

Механізм електролітичної дисоціації речовин із ковалентним полярним зв'язком на прикладі НCl

– А який механізм дисоціації електроліту з ковалентним полярним зв'язком?
- Розгляньте схему процесу (рис.128, с.196, у підручнику).
- Що відбувається з диполями води?

1. Диполі орієнтуються негативними кінцями навколо позитивних іонів, а позитивними довкола негативних.

Цей процес називається орієнтація. (Запис у зошит)

2. Між іонами електроліту та диполями відбувається взаємодія. Цей процес називається гідратація. (Запис у зошит)

3.Під дією диполів води відбувається перетворення ковалентного полярного зв'язку в іонну, тобто відбувається іонізаціямолекул електроліту.

4. Відбувається розпад – дисоціація.

Процес дисоціації спрощено можна записати: НCl = Н + + Cl -

- Як називають іони, що розпалися?
– Вони прості чи складні?
– Отже, які процеси відбуваються при розчиненні речовин із ковалентним полярним зв'язком у воді?

1. орієнтація
2. гідратація
3. іонізація
4. дисоціація

Демонстрація процесу дисоціації. ( Анімація)

Завдання для учнів

За допомогою моделі-аплікації покажіть на магнітній дошці механізм дисоціації електроліту з ковалентним полярним зв'язком та прокоментуйте це

Висновок: при розчиненні у воді речовини взаємодіють з диполями, розпадаються на вільні іони гідратовані і проводять електричний струм. Гідратація іонів є основною причиною дисоціації електроліту.

Такого висновку дійшов шведський учений Сванте Арреніус у 1887 році.

Повернемося до історії.

Вчитель: Так як дисоціація відбувається у електролітів, тому її називають електролітичною.

Виявляється електролітами є як розчини кислот, солей і лугів, а й їх розплави.

Давайте сформулюємо визначення ЕД.

Сходами піднімемося до вершини гори, теми сьогоднішнього уроку.

– Які ключові слова ми застосовували під час досліджень, висновків?

Що відбувається з речовиною під час дисоціації? «розпад»

– Яка речовина розпадається? "електроліт"
– На які частки розпадається електроліт? «іони»
– За яких умов розпадається? "при розчиненні в роді або розплавленні"
- Повторимо!

Процес зворотної дисоціації називається асоціацією.

- Які бувають іони? Заповніть схему :

І виконайте завдання.

– Чи відрізняються іони від атомів чи молекул? Якщо так, то чим?

3 етап: Ступінь дисоціації. Сильні та слабкі електроліти.

Чи всі електроліти в однаковій мірі проводять електричний струм? ( Ні)

– Продовжимо дослідження з оцтовою кислотою.

Демонстрація досвіду:

Вчитель: Перевіримо електропровідність концентрованої оцтової кислоти.

Розмова із класом:

– Що ви спостерігаєте? (Лампочка горить дуже слабо)

Висновок: не всі електроліти однаковою мірою проводять електричний струм. Бувають сильні та слабкі електроліти.

Характеристикою сили електроліту є ступінь дисоціації та позначається α. α можна обчислити за такою формулою.

Для слабких електролітів процес дисоціації оборотний. HNO 2 ↔ H + + NO 2 -

Детальна інформаційна карта у вас на столах у супровідному аркуші.

- А чи можна "слабкого зробити сильним", тобто збільшити ступінь дисоціації?

– Від чого залежить?

Продовжимо дослідження (Демонстрація досвіду)

Розмова із класом:

1. Нагріємо оцтову кислоту.
– Що Ви спостерігаєте? Від чого залежить?

2. Розбавимо кислоту водою, тобто зменшимо її концентрацію.
– Що спостерігаєте? Від чого залежить α?

Висновок: залежить від t, C. Якщо температуру збільшити теж збільшується, якщо концентрацію збільшити зменшується.

4 етап: Кислоти, основи солі з погляду ЕД.

Вчитель: Розглянемо наочно дисоціацію кислот, основ і солей та складемо рівняння їх дисоціації на прикладі модельних схем ЕД кислот, лугів та солей

Робота та розмова вчителя з класом:

– Складіть алгоритм написання даних рівнянь (за зразком).
– На які іони дисоціюють кислоти?
– Сформулюйте визначення кислот із погляду ЕД. -Яким іоном будуть визначатися їхні властивості?
– Доведіть експериментально, що у вас у пробірці №1 кислота.Учні виконують лабораторний досвід)
– На які іони дисоціюють основи?
– Сформулюйте визначення підстав щодо ЕД.
- Яким іоном будуть визначатися їхні властивості?
– Доведіть експериментально, що у вас у пробірці №2 луг.

(Учні виконують лабораторний досвід)

– На які іони дисоціюють солі?
– Сформулюйте визначення солей з погляду ЕД.
- Яким іоном будуть визначатися їхні властивості? (Різними)

5 етап: Фізкультхвилинка для очей

А тепер все відпочинемо
Очі міцно стиснемо
Поморгаємо разів п'ят
І продовжимо наш урок
Міцно очі заплющимо
Згадаймо все і повторимо:
Раз, так, три, чотири, п'ять
Повернемося до дисоціації знову.
Істина завжди проста:
Луга, сіль та кислота
Пропускають струм завжди,
Якщо їхній розчин – вода.

Чому ж кисень,
Спирт, глюкоза та азот,
Розчинені у воді,
Чи не пропустять струм ніде?

Тому що речовини –
Неживі істоти,
І залежать властивості їх,
Складних і дуже простих,
Від будови частинок,
Мікросвіт без кордонів.
А розчин, де струм вирує,
Названо було електроліт

Зміцнюючи м'язи очей,
Погляд міняємо 8 разів
То ближче, то далі
Подивитись прошу я Вас.
Від утоми врятує
Вас очний кругообіг.
Коло 3 обертайте вліво,
А потім навпаки!

IV. Закріплення

1. Завдання в ігровій формі, проблемно-пошукові завдання слайди.
2. Самостійна робота на 10 хв ( Слайд)

V. Узагальнюючі висновки

Вчитель: Усі сучасні отримані знання можна узагальнити в одній теорії, яка називається теорією електролітичної дисоціації (ТЕД)

Основні положення сформульовані в опорному конспекті ( Додаток 4).

Робота з опорним конспектом

1. Усі речовини поділяються на електроліти та неелектроліти. ТЕД вивчає електроліти.
2. При розчиненні у воді ел-ти дисоціюють на іони.
3. Причина дисоціації – гідратація, тобто взаємодія електроліту з молекулами води та розрив хімічного зв'язку у ньому.
4. Під впливом ел. струму + іони (катіони) рухаються до катода, а негативні (аніони) до анода.
5. ЕД оборотна для слабких електролітів.
6. Не всі електроліти однаковою мірою дисоціюють на іони. Тому вони поділяються на сильні та слабкі та характеризуються ступенем дисоціації, яка залежить від різних причин.
7. Хімічні властивості розчинів електролітів визначаються властивостями іонів, які вони утворюють при дисоціації.
8. За характером іонів, що утворюються, розрізняють 3 типи електролітів.

VI. Підбиття підсумку уроку. Домашнє завдання

§35,36; упр. № 4,5 с.203,

Індивідуальні доп. в роб. тетр. №18, с.124, №20 с.126

Вчитель: Перш ніж закінчити урок, хочу перевірити ваш настрій наприкінці уроку. Замалюйте свій настрій в індивідуальному супровідному аркуші, який знаходиться на парті. (Додаток 1)

Висновок

Ти молодчина! І в це повір.
Відкриті тобою у світ хімії двері.
Сподіваємося всі ми, що років через п'ять,
Прекрасним ученим ти зможеш стати.

Електроліти та неелектроліти

Взяті окремо, вода, солі, луги та кислоти струму не проводять. Але водні розчини кислот, лугів та солей проводять електричний струм. На які групи можна поділити всі речовини щодо електричного струму?

Речовини, що проводять електричний струм – електроліти; речовини, що не проводять електричний струм – неелектроліти.

Властивості електролітів

Електроліти – провідники другого роду. У розчині або розплаві вони розпадаються на іони, завдяки чому проводять електричний струм.

Для пояснення цієї якості у 1887 р. Шведський вчений С.Арениус запропонував теорію електролітичної дисоціації.

Розпад електролітів на іони при розчиненні його у воді або розплавленні називають електролітичною дисоціацією.

Основні положення теорії електролітичної дисоціації.

1) Електроліти при розчиненні у воді розпадаються (дисоціюють) на іони – позитивні та негативні: NaCl ↔ Na + + Cl -

2) При дії електричного струму іони набувають направленого руху: позитивно заряджені іони рухаються до катода, негативно заряджені – до анода. Тому перші називаються катіонами, а другі – аніонами. Спрямований рух іонів відбувається в результаті тяжіння їх протилежно зарядженим електродам.

3) Дисоціація - оборотний процес: паралельно з розпадом молекул на іони (дисоціацією) протікає процес з'єднання іонів (Асоціація).Тож у рівняннях електролітичної дисоціації замість знака рівності ставлять знак оборотності.

С.Арреніус було вказати, чому електроліти при розчиненні у питній воді розпадаються на іони, оскільки вважав дисоціацію електролітів фізичним процесом. Причину дисоціації з'ясував російський учений І. А. Каблуков, який, ґрунтуючись на теорії Д. І. Менделєєва про хімічну природу розчинення, став розглядати електролітичну дисоціацію як хімічну взаємодію електролітів з водою. Основна причина дисоціації - гідратація іонів, що йде з виділенням великої кількості енергії, ніж витрачається на іонізацію речовини, що розчиняється.

Механізм електролітичної дисоціації

Дисоціація електролітів відбувається у воді і не відбувається, наприклад, у гасі. Як це пояснити?

У молекулі води зв'язки між атомами водню та атомами кисню ковалентні полярні. Електронні пари, які зв'язують атоми. Зміщені від атома водню до атома кисню. На атомах водню тому зосереджено позитивний заряд, але в атомі кисню – негативний.

Для розгляду механізму дисоціації електролітів слід враховувати як полярність у молекулі води зв'язків між атомами водню і кисню. Але й полярність самої молекули води. Полярну молекулу води – диполь – можна зображати як еліпса із зазначенням зарядів на полюсах із зазначенням зарядів на полюсах знаками «+» і «–».

Розглянемо механізм дисоціації речовин з іонним видом зв'язку з прикладу хлориду натрію. Він складається з трьох етапів:

a) орієнтаціяполярних молекул води (диполів) навколо кристала та розхитування кристалічних ґрат під дією хаотичного руху молекул води; (При зануренні кристала солі у воду молекули води притягуються до іонів, що знаходяться на поверхні кристала: до позитивних іонів своїми негативними полюсами (атоми кисню), а до негативних іонів – позитивними полюсами (атоми водню).

b) гідратація– оточення молекулами води іонів натрію та хлору (освіта гідратованих іонів);

c)руйнування кристалічних ґрат – дисоціація хлориду натрію.

(притягнувшись до іонів розчинної солі молекули води у багато разів послаблюють тяжіння іонів один до одного. Зв'язки між позитивними та негативними іонами в кристалічній решітці розриваються. Відбувається роз'єднання гідратованих іонів)

Молекули води, що притягнулися до іонів при розчиненні кристала, залишаються пов'язаними з ними та в розчині.

Механізм дисоціації речовин з ковалентним полярним зв'язком включає додатковий етап:

орієнтація полярних молекул води навколо полярної молекули електроліту;

зміна виду зв'язку з ковалентною полярною на іонну;

дисоціація електроліту;

гідратація іонів.

4) Не всі електроліти однаково дисоціюють на іони. У розчинах електролітів поряд з іонами можуть бути присутніми і молекули. Ступінь дисоціації a – це відношення молекул, що розпалися на іони, до загального числа молекул у розчиніa= n/N,

де n – число дисоційованих молекул, N – загальна кількість молекул у розчині.

Сильні електроліти при розчиненні у питній воді практично повністю дисоціюють на іони. У них a прагне одиниці. До сильних електролітів належать: всі розчинні солі, кислоти H2SO4, HNO3, HCl, всі луги.

Слабкі електроліти при розчиненні у воді майже не дисоціюють на іони. У них a прагне нуля. До слабких електролітів належать: слабкі кислоти – H 2 S, H 2 CO 3 , H 2 SO 3 , HNO 2 , NH 3 ·H 2 O, вода.

Дисоціація кислот, солей та основ.

Дисоціація протікає в розчинах та розплавах.

Розчинні кислоти - це електроліти, які у водних розчинах та розплавах дисоціюють на катіон водню та аніон кислотного залишку.

H 2 SO 4 ↔ 2 H + + SO 4 2-

Підстави– це електроліти, які у водних розчинах та розплавах дисоціюють на катіон металу та гідроксид-аніон.

NaOH ↔ Na + + OH –

Розчинні основи - Це гідроксиди, утворені іонами активних металів: одновалентних: Li +, Nа +, К +, Rb +, Сs +, Fr +; двовалентних: Са 2+, Sr 2+, Ва 2+.

Солі – це електроліти, які у водних розчинах та розплавах дисоціюють на катіон металу та аніон кислотного залишку.

Na 2 SO 4 ↔ 2Na + + SO 4 2-

Завдання для самоперевірки:

Складіть рівняння дисоціації наступних електролітів: нітрату цинку, карбонату натрію, гідроксиду кальцію, хлориду стронцію, сульфату літію, сірчистої кислоти, хлориду міді(II), сульфату заліза(III), фосфату калію, сірководневої кислоти, броміду кальцію , гідроксиду літію.