Лекция. Теория электролитической диссоциации.
Электролиты, неэлектролиты. Электролитическая диссоциация.
Причину отклонения от законов Вант-Гоффа и Рауля впервые установил в 1887 г шведский ученый Сванте Аррениус, предложив теорию электролитической диссоциации, которая основывается на двух постулатах:
· 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 + + NO3ֿ
· Электролиты диссоциируют не полностью. Способность вещества к диссоциации характеризуется значением степени электролитической диссоциации - a. Степенью электролитической диссоциации называется отношение количества вещества электролита, распавшегося на ионы, к общему количеству растворенного электролита.
a = nионизированное / Nрастворенное
n-количество молекул распавшихся на ионы
N-общее количество молекул в растворе
a- степень электролитической диссоциации
Значение a может изменяться от 0 до 1, часто a выражается в процентах (от 0 до 100%). Степень диссоциации показывает, какая часть растворенного количества электролита при данных условиях находится в растворе в виде гидратированных ионов.
Причины электролитической диссоциации обусловлены:
· характером химических связей в соединениях (к электролитам относятся вещества с ионной или ковалентной сильнополярной связью)
· характером растворителя: молекула воды полярна, т.е. является диполем
Таким образом, электролитической диссоциацией называют процесс распадаионных или полярных соединений на ионы под действием полярных молекул растворителя.
Механизм электролитической диссоциации.
Теорию Аррциуса значительно развили русские ученые И.А.Каблуков и В.А.Кистяковский, они доказали, что при растворении электролита происходит химическое взаимодействие растворенного вещества с водой, которое приводит к образованию гидратов, а 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.
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 + + Cl -
Аналогично 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 + + Cl -
HCl ® H + + Cl -
В процессе диссоциации ион водорода в свободном виде не встречается, только в виде иона гидроксония H3O + .
РАСТВОРЫ
ТЕОРИЯ ЭЛЕКТРОЛИТИЧЕСКОЙ ДИССОЦИАЦИИ
ЭЛЕКТРОЛИТИЧЕСКАЯ ДИССОЦИАЦИЯ
ЭЛЕКТРОЛИТЫ И НЕЭЛЕКТРОЛИТЫ
Теория электролитической диссоциации
(С. Аррениус, 1887г.)
1. При растворении в воде (или расплавлении) электролиты распадаются на положительно и отрицательно заряженные ионы (подвергаются электролитической диссоциации).
2. Под действием электрического тока катионы (+) двигаются к катоду (-), а анионы (-) – к аноду (+).
3. Электролитическая диссоциация - процесс обратимый (обратная реакция называется моляризацией).
4. Степень электролитической диссоциации (a ) зависит от природы электролита и растворителя, температуры и концентрации. Она показывает отношение числа молекул, распавшихся на ионы (n ) к общему числу молекул, введенных в раствор (N ).
a = n / N 0< a <1
Механизм электролитической диссоциации ионных веществ
При растворении соединений с ионными связями (например , NaCl ) процесс гидратации начинается с ориентации диполей воды вокруг всех выступов и граней кристаллов соли.
Ориентируясь вокруг ионов кристаллической решетки, молекулы воды образуют с ними либо водородные, либо донорно-акцепторные связи. При этом процессе выделяется большое количество энергии, которая называется энергией гидратации.
Энергия гидратации, величина которой сравнима с энергией кристаллической решетки, идет на разрушение кристаллической решетки. При этом гидратированные ионы слой за слоем переходят в растворитель и, перемешиваясь с его молекулами, образуют раствор.
Механизм электролитической диссоциации полярных веществ
Аналогично диссоциируют и вещества, молекулы которых образованы по типу полярной ковалентной связи (полярные молекулы). Вокруг каждой полярной молекулы вещества (например , HCl ), определенным образом ориентируются диполи воды. В результате взаимодействия с диполями воды полярная молекула еще больше поляризуется и превращается в ионную, далее уже легко образуются свободные гидратированные ионы.
Электролиты и неэлектролиты
Электролитическая диссоциация веществ, идущая с образованием свободных ионов объясняет электрическую проводимость растворов.
Процесс электролитической диссоциации принято записывать в виде схемы, не раскрывая его механизма и опуская растворитель (H 2 O ), хотя он является основным участником.
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 -
Из электронейтральности молекул вытекает, что суммарный заряд катионов и анионов должен быть равен нулю.
Например , 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
Сильные электролиты
Это вещества, которые при растворении в воде практически полностью распадаются на ионы. Как правило, к сильным электролитам относятся вещества с ионными или сильно полярными связями: все хорошо растворимые соли, сильные кислоты (HCl , HBr , HI , HClO 4 , H 2 SO 4 , HNO 3 ) и сильные основания (LiOH , NaOH , KOH , RbOH , CsOH , Ba (OH ) 2 , Sr (OH ) 2 , Ca (OH ) 2 ).
В растворе сильного электролита растворённое вещество находится в основном в виде ионов (катионов и анионов); недиссоциированные молекулы практически отсутствуют.
Слабые электролиты
Вещества, частично диссоциирующие на ионы. Растворы слабых электролитов наряду с ионами содержат недиссоциированные молекулы. Слабые электролиты не могут дать большой концентрации ионов в растворе.
К слабым электролитам относятся:
1) почти все органические кислоты (CH 3 COOH , C 2 H 5 COOH и др.);
2) некоторые неорганические кислоты (H 2 CO 3 , H 2 S и др.);
3) почти все малорастворимые в воде соли, основания и гидроксид аммония (Ca 3 (PO 4 ) 2 ; Cu (OH ) 2 ; Al (OH ) 3 ; NH 4 OH ) ;
4) вода.
Они плохо (или почти не проводят) электрический ток.
СH 3 COOH « CH 3 COO - + H +
Cu (OH ) 2 « [ CuOH ] + + OH - (первая ступень)
[ CuOH ] + « Cu 2+ + OH - (вторая ступень)
H 2 CO 3 « H + + HCO - (первая ступень)
HCO 3 - « H + + CO 3 2- (вторая ступень)
Неэлектролиты
Вещества, водные растворы и расплавы которых не проводят электрический ток. Они содержат ковалентные неполярные или малополярные связи, которые не распадаются на ионы.
Электрический ток не проводят газы, твердые вещества (неметаллы), органические соединения (сахароза, бензин, спирт).
Степень диссоциации. Константа диссоциации
Концентрация ионов в растворах зависит от того, насколько полно данный электролит диссоциирует на ионы. В растворах сильных электролитов, диссоциацию которых можно считать полной, концентрацию ионов легко определить по концентрации (c ) и составу молекулы электролита (стехиометрическим индексам), например :
Концентрации ионов в растворах слабых электролитов качественно характеризуют степенью и константой диссоциации.
Степень диссоциации (a ) - отношение числа распавшихся на ионы молекул (n ) к общему числу растворенных молекул (N ):
a = n / N
и выражается в долях единицы или в % (a = 0,3 – условная граница деления на сильные и слабые электролиты).
Пример
Определите мольную концентрацию катионов и анионов в 0,01 М растворах KBr , NH 4 OH , Ba (OH ) 2 , H 2 SO 4 и CH 3 COOH .
Степень диссоциации слабых электролитов a = 0,3.
Решение
KBr , Ba (OH ) 2 и H 2 SO 4 - сильные электролиты, диссоциирующие полностью (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 и CH 3 COOH – слабые электролиты (a = 0,3)
NH 4 OH + 4 + OH -
0,3 0,01 = 0,003 M
CH 3 COOH « CH 3 COO - + H +
[ H + ] = [ CH 3 COO - ] = 0,3 0,01 = 0,003 M
Степень диссоциации зависит от концентрации раствора слабого электролита. При разбавлении водой степень диссоциации всегда увеличивается, т.к. увеличивается число молекул растворителя (H 2 O ) на одну молекулу растворенного вещества. По принципу Ле Шателье равновесие электролитической диссоциации в этом случае должно сместиться в направлении образования продуктов, т.е. гидратированных ионов.
Степень электролитической диссоциации зависит от температуры раствора. Обычно при увеличении температуры степень диссоциации растет, т.к. активируются связи в молекулах, они становятся более подвижными и легче ионизируются. Концентрацию ионов в растворе слабого электролита можно рассчитать, зная степень диссоциации a и исходную концентрацию вещества c в растворе.
Пример
Определите концентрацию недиссоциированных молекул и ионов в 0,1 М раствора NH 4 OH , если степень диссоциации равна 0,01.
Решение
Концентрации молекул NH 4 OH , которые к моменту равновесия распадутся на ионы, будет равна a c . Концентрация ионов NH 4 - и OH - - будет равна концентрации продиссоциированных молекул и равна a c (в соответствии с уравнением электролитической диссоциации)
|
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 диссоциации (K D ) - отношение произведения равновесных концентраций ионов в степени соответствующих стехиометрических коэффициентов к концентрации недиссоциированных молекул.
Она является константой равновесия процесса электролитической диссоциации; характеризует способность вещества распадаться на ионы: чем выше K D , тем больше концентрация ионов в растворе.
Диссоциации слабых многоосновных кислот или многокислотных оснований протекают по ступеням, соответственно для каждой ступени существует своя константа диссоциации:
Первая ступень:
H 3 PO 4 « H + + H 2 PO 4 -
K D 1 = () / = 7,1 10 -3
Вторая ступень:
H 2 PO 4 - « H + + HPO 4 2-
K D 2 = () / = 6,2 10 -8
Третья ступень:
HPO 4 2- « H + + PO 4 3-
K D 3 = () / = 5,0 10 -13
K D 1 > K D 2 > K D 3
Пример
Получите уравнение, связывающее степень электролитической диссоциации слабого электролита (a ) с константой диссоциации (закон разбавления Оствальда) для слабой одноосновной кислоты НА .
HA « H + + A +
K D = () /
Если общую концентрацию слабого электролита обозначить c , то равновесные концентрации Н + и A - равны a c , а концентрация недиссоциированных молекул НА - (c - a c ) = c (1 - a )
K D = (a c a c) / c(1 - a ) = a 2 c / (1 - a )
В случае очень слабых электролитов (a £ 0,01 )
K D = c a 2 или a = \ é (K D / c )
Пример
Вычислите степень диссоциации уксусной кислоты и концентрацию ионов H + в 0,1 M растворе, если K D (CH 3 COOH ) = 1,85 10 -5
Решение
Воспользуемся законом разбавления Оствальда
\ é (K D / c ) = \ é((1,85 10 -5) / 0,1 )) = 0,0136 или a = 1,36%
[ H + ] = a c = 0,0136 0,1 моль/л
Произведение растворимости
Определение
Поместим в химический стакан какую-либо труднорастворимую соль, например , AgCl и добавим к осадку дистиллированной воды. При этом ионы Ag + и Cl - , испытывая притяжение со стороны окружающих диполей воды, постепенно отрываются от кристаллов и переходят в раствор. Сталкиваясь в растворе, ионы Ag + и Cl - образуют молекулы AgCl и осаждаются на поверхности кристаллов. Таким образом, в системе происходят два взаимно противоположных процесса, что приводит к динамическому равновесию, когда в единицу времени в раствор переходит столько же ионов Ag + и Cl - , сколько их осаждается. Накопление ионов Ag + и Cl - в растворе прекращается, получается насыщенный раствор . Следовательно, мы будем рассматривать систему, в которой имеется осадок труднорастворимой соли в соприкосновении с насыщенным раствором этой соли. При этом происходят два взаимно противоположных процесса:
1) Переход ионов из осадка в раствор. Скорость этого процесса можно считать постоянной при неизменной температуре: V 1 = K 1 ;
2) Осаждение ионов из раствора. Скорость этого процесса V 2 зависит от концентрации ионов Ag + и Cl - . По закону действия масс:
V 2 = k 2
Так как данная система находится в состоянии равновесия, то
V 1 = V 2
k 2 = k 1
K 2 / k 1 = const (при T = const)
Таким образом, произведение концентраций ионов в насыщенном растворе труднорастворимого электролита при постоянной температуре является постоянной величиной . Эта величина называется произведением растворимости (ПР ).
В приведенном примереПР AgCl = [ Ag + ] [ Cl - ] . В тех случаях, когда электролит содержит два или несколько одинаковых ионов, концентрация этих ионов, при вычислении произведения растворимости должна быть возведена в соответствующую степень.
Например , ПР Ag 2 S = 2 ; ПР PbI 2 = 2
В общем случае выражение произведения растворимости для электролита A m B n
ПР A m B n = [A] m [B] n .
Значения произведения растворимости для разных веществ различны.
Например , ПР CaCO 3 = 4,8 10 -9 ; ПР AgCl = 1,56 10 -10 .
ПР легко вычислить, зная ра c творимость соединения при данной t ° .
Пример 1
Растворимость CaCO 3 равна 0,0069 или 6,9 10 -3 г/л. Найти ПР CaCO 3 .
Решение
Выразим растворимость в молях:
S CaCO 3 = ( 6,9 10 -3 ) / 100,09 = 6,9 10 -5 моль/л
M CaCO 3
Так как каждая молекула
CaCO
3
дает при растворении по одному иону
Ca
2+
и
CO
3
2-
, то
[
Ca
2+
] = [
CO
3
2-
] = 6,9 10 -5 моль/л
,
следовательно,
ПР
CaCO
3
= [
Ca
2+
] [
CO
3
2-
] = 6,9 10
–5
6,9 10
-5
= 4,8 10
-9
Зная величину ПР , можно в свою очередь вычислить растворимость вещества в моль/л или г/л.
Пример 2
Произведение растворимости ПР PbSO 4 = 2,2 10 -8 г/л.
Чему равна растворимость PbSO 4 ?
Решение
Обозначим растворимость PbSO 4 через X моль/л. Перейдя в раствор, X молей PbSO 4 дадут X ионов Pb 2+ и X ионов SO 4 2- , т.е.:
= = X
ПР PbSO 4 = = = X X = X 2
X = \ é(ПР PbSO 4 ) = \ é(2,2 10 -8 ) = 1,5 10 -4 моль/л.
Чтобы перейти к растворимости, выраженной в г/л, найденную величину умножим на молекулярную массу, после чего получим:
1,5 10 -4 303,2 = 4,5 10 -2 г/л .
Образование осадков
Если
[ Ag + ] [ Cl - ] < ПР AgCl - ненасыщенный раствор
[ Ag + ] [ Cl - ] = ПР AgCl - насыщенный раствор
[ Ag + ] [ Cl - ] > ПР AgCl - перенасыщенный раствор
Осадок образуется в том случае, когда произведение концентраций ионов малорастворимого электролита превысит величину его произведения растворимости при данной температуре. Когда ионное произведение станет равным величине ПР , выпадение осадка прекращается. Зная объем и концентрацию смешиваемых растворов, можно рассчитать, будет ли выпадать осадок образующейся соли.
Пример 3
Выпадает ли осадок при смешении равных объемов 0,2
M
растворов
Pb
(NO
3
)
2
и
NaCl
.
ПР
PbCl
2
= 2,4 10
-4
.
Решение
При смешении объем раствора возрастает вдвое и концетрация каждого из веществ уменьшится вдвое, т.е. станет 0,1 M или 1,0 10 -1 моль/л. Таковы же будут концентрации Pb 2+ и Cl - . Следовательно, [ Pb 2+ ] [ Cl - ] 2 = 1 10 -1 (1 10 -1 ) 2 = 1 10 -3 . Полученная величина превышает ПР PbCl 2 (2,4 10 -4 ) . Поэтому часть соли PbCl 2 выпадает в осадок. Из всего сказанного выше можно сделать вывод о влиянии различных факторов на образование осадков.
Влияние концентрации растворов
Труднорастворимый электролит с достаточно большой величиной ПР нельзя осадить из разбавленных растворов. Например , осадок PbCl 2 не будет выпадать при смешении равных объемов 0,1 M растворов Pb (NO 3 ) 2 и NaCl . При смешивании равных объемов концентрации каждого из веществ станут 0,1 / 2 = 0,05 M или 5 10 -2 моль/л . Ионное произведение [ Pb 2+ ] [ Cl 1- ] 2 = 5 10 -2 (5 10 -2 ) 2 = 12,5 10 -5 . Полученная величина меньше ПР PbCl 2 , следовательно выпадения осадка не произойдет.
Влияние количества осадителя
Для возможно более полного осаждения употребляют избыток осадителя.
Например , осаждаем соль BaCO 3 : BaCl 2 + Na 2 CO 3 ® BaCO 3 ¯ + 2 NaCl . После прибавления эквивалентного количества Na 2 CO 3 в растворе остаются ионы Ba 2+ , концентрация которых обусловлена величиной ПР .
Повышение концентрации ионов CO 3 2- , вызванное прибавлением избытка осадителя (Na 2 CO 3 ) , повлечет за собой соответственное уменьшение концентрации ионов Ba 2+ в растворе, т.е. увеличит полноту осаждения этого иона.
Влияние одноименного иона
Растворимость труднорастворимых электролитов понижается в присутствии других сильных электролитов, имеющих одноименные ионы. Если к ненасыщенному раствору BaSO 4 понемногу прибавлять раствор Na 2 SO 4 , то ионное произведение, которое было сначала меньше ПР BaSO 4 (1,1 10 -10 ) , постепенно достигнет ПР и превысит его. Начнется выпадение осадка.
Влияние температуры
ПР является постоянной величиной при постоянной температуре. С увеличением температуры ПР возрастает, поэтому осаждение лучше проводить из охлажденных растворов.
Растворение осадков
Правило произведения растворимости важно для переведения
труднорастворимых осадков в раствор. Предположим, что надо растворить осадок
Ba
С
O
3
. Раствор,
соприкасающийся с этим осадком, насыщен относительно
Ba
С
O
3
.
Это означает, что
[
Ba
2+
] [
CO
3
2-
] = ПР
BaCO
3
.
Если добавить в раствор кислоту, то ионы H + свяжут имеющиеся в растворе ионы CO 3 2- в молекулы непрочной угольной кислоты:
2H + + CO 3 2- ® H 2 CO 3 ® H 2 O + CO 2
Вследствие этого резко снизится концентрация иона CO 3 2- , ионное произведение станет меньше величины ПР BaCO 3 . Раствор окажется ненасыщенным относительно Ba С O 3 и часть осадка Ba С O 3 перейдет в раствор. При добавлении достаточного количества кислоты можно весь осадок перевести в раствор. Следовательно, растворение осадка начинается тогда, когда по какой-либо причине ионное произведение малорастворимого электролита становится меньше величины ПР . Для того, чтобы растворить осадок, в раствор вводят такой электролит, ионы которого могут образовывать малодиссоциированное соединение с одним из ионов труднорастворимого электролита. Этим объясняется растворение труднорастворимых гидроксидов в кислотах
Fe(OH) 3 + 3HCl ® FeCl 3 + 3H 2 O
Ионы OH - связываются в малодиссоциированные молекулы H 2 O .
Таблица. Произведение растворимости (ПР) и растворимость при 25 AgCl
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
(1887) для объяснения свойств водных растворов электролитов. В дальнейшем она развивалась многими учеными на основе учения о строении атома и химической связи. Современное содержание этой теории можно свести к следующим трем положениям:
Схема растворения кристалла поваренной соли. Ионы натрия и хлора в растворе.
1. Электролиты при растворении в воде диссоциируют (распадаются) на ионы - положительно и отрицательно заряженные. («Ион» в переводе с греческого означает «странствующий». В растворе ионы беспорядочно движутся в различных направлениях.)
2. Под действием электрического тока ионы приобретают направленное движение: положительно заряженные движутся к катоду, отрицательно заряженные - к аноду. Поэтому первые называются катионами, вторые - анионами. Направленное движение ионов происходит в результате притяжения их противоположно заряженных электродами.
3. Диссоциация - обратимый процесс. Это означает, что наступает такое состояние равновесия, при котором сколько молекул распадается на ионы (диссоциация), столько их вновь образуется из ионов (ассоциация). Поэтому в уравнениях электролитической диссоциации вместо знака равенства ставят знак обратимости.
Например:
KA ↔ K + + A − ,
где KA - молекула электролита, K + - катион, A − - анион.
Учение о химической связи помогает ответить на вопрос, почему электролиты диссоциируют на ионы. Легче всего диссоциируют вещества с ионной связью, так как они уже состоят из ионов (см. Химическая связь). При их растворении диполи воды ориентируются вокруг положительного и отрицательного ионов. Между ионами и диполями воды возникают силы взаимного притяжения. В результате связь между ионами ослабевает, происходит переход ионов из кристалла в раствор. Аналогично диссоциируют и электролиты, молекулы которых образованы по типу ковалентной полярной связи. Диссоциация полярных молекул может быть полной или частичной - всё зависит от степени полярности связей. В обоих случаях (при диссоциации соединений с ионной и полярной связью) образуются гидратированные ионы, т. е. ионы, химически связанные с молекулами воды.
Основоположником такого взгляда на электролитическую диссоциацию был почетный академик И. А. Каблуков . В отличие от теории Аррениуса, не учитывавшей взаимодействия растворенного вещества с растворителем, И. А. Каблуков к объяснению электролитической диссоциации применил химическую теорию растворов Д. И. Менделеева. Он показал, что при растворении происходит химическое взаимодействие растворенного вещества с водой, которое приводит к образованию гидратов, а затем они диссоциируют на ионы . И. А. Каблуков полагал, что в водном растворе содержатся только гидратированные ионы. В настоящее время это представление общепринято. Итак, гидратация ионов - основная причина диссоциации. В других, неводных растворах электролитов химическая связь между частицами (молекулами, ионами) растворенного вещества и частицами растворителя называется сольватацией.
Гидратированные ионы имеют как постоянное, так и переменное число молекул воды. Гидрат постоянного состава образует ионы водорода Н + , удерживающие одну молекулу воды,- это гидратированный протон H + (H 2 O). В научной литературе его принято изображать формулой H 3 O + (или OH 3 +) и называть ионом гидроксония.
Поскольку электролитическая диссоциация - процесс обратимый, то в растворах электролитов наряду с их ионами присутствуют и молекулы. Поэтому растворы электролитов характеризуются степенью диссоциации (обозначается греческой буквой а). Степень диссоциации - это отношение числа молекул, распавшихся на ионы, n к общему числу растворенных молекул N:
Степень диссоциации электролита определяется опытным путем и выражается в долях единицы или в процентах. Если α = 0, то диссоциация отсутствует, а если α = 1, или 100%, то электролит полностью распадается на ионы. Различные электролиты имеют различную степень диссоциации. С разбавлением раствора она увеличивается, а при добавлении одноименных ионов (одинаковых с ионами электролита) - уменьшается.
Однако для характеристики способности электролита диссоциировать на ионы степень диссоциации не очень удобная величина, так как она. зависит от концентрации электролита. Более общей характеристикой является константа диссоциации K. Ее легко вывести, применив закон действия масс к равновесию диссоциации электролита (1):
K = () / ,
где KA - равновесная концентрация электролита, и - равновесные концентрации его ионов (см. Равновесие химическое). K от концентрации не зависит. Она зависит от природы электролита, растворителя и температуры. Для слабых электролитов чем больше K (константа диссоциации), тем сильнее электролит, тем больше ионов в растворе.
Сильные электролиты констант диссоциации не имеют. Формально их можно вычислить, но они не будут постоянными при изменении концентрации.
Цели: сформировать понятия об электролитах и неэлектролитах, ЭД, раскрыть механизм диссоциации веществ с ионной и ковалентной полярной связью, ввести понятие «степень электролитической диссоциации» и показать ее зависимости от различных факторов; сформулировать основные положения ТЭД; формировать умения у обучающихся составлять уравнения диссоциации;
развивать умения сравнивать, анализировать и делать выводы, навыки само– и взаимоконтроля, интеллектуальные способности;
воспитывать компетентную личность с практической направленностью.
Оборудование: компьютер, мультимедийный проектор, экран, прибор для определения электропроводности растворов, штативы с лапкой и кольцом, модель-аппликация «Механизм ЭД»
Реактивы: Н 2 О дист., NaCl кр., NaOH кр., ледяная уксусная кислота CH 3 COOH, С 12 Н 22 О 11 кр.; р-р Н 2 SO 4 , на каждую парту: растворы индикаторов метилоранжа, фенолфталеина, р-ры HCl, NaОН, Na 2 SO 4.
Ход урока
I. Организационный момент
II. Сообщение темы, постановка цели. Рефлексия
(Запись в тетрадь темы урока)
Учитель: Речь пойдет о самом удивительном веществе нашей планеты, без которого нет жизни – это воде, её роли при растворении веществ.
Прежде чем начать изучение новой темы, я хочу проверить ваше настроение. Зарисуйте свое настроение в индивидуальном сопроводительном листе, который находится у Вас на парте. (Приложение 1)
III. Изучение нового материала
1 этап. Электролиты, неэлектролиты.
Учитель: Обратимся к истории 1837 года. В этот период в Лондоне в лаборатории Королевского института работали два учёных: Гемфри Деви и Майкл Фарадей. Они начали исследования в области электричества и ввели понятия, которыми мы пользуемся до сих пор. Деви и Фарадей проводили опыты по определению электропроводности растворов, используя специальный прибор, модель которого представлена у Вас на рис. 126 с.193 (О.С.Габриелян, Химия 8). Он состоит из 2-х электродов, лампочки и розетки. При опускании электродов в исследуемое вещество, если оно проводит ток, то лампочка загорается, если не проводит – не загорается.
Давайте и мы проведем исследования (Демонстрация электрической проводимости различных веществ с помощью специального прибора).
Беседа с классом:
– Предварительно вспомним, на какие 2 группы делят все химические соединения по типу химической связи?
Результаты эксперимента отмечаем в таблице сопроводительного листа. (Приложение 1)
Проверка электропроводности воды прибором
Беседа:
– Как Вы думаете, проводит вода электрический ток?
– Какой тип химической связи у воды? (Ковалентная слабо полярная
)
– К какому классу химических соединений она относится?
– Проверим электропроводность прибором. (Не проводит ток).
(Отмечаем в таблице. )
Проверка электропроводности у поваренной соли NaCl кристаллической.
– Какой тип химической связи у этого соединения?
– К какому классу оно относится?
– Как вы думаете, проводит NaClкр. электрический ток?
– Проверим прибором (Нет)
.
– А теперь добавим воду в соль и проверим электропроводность этого раствора.
– Как Вы думаете, будет раствор поваренной соли проводить электрический ток?
(Этот опыт может проделать ученик)
– Как Вы думаете почему?
На этот вопрос мы дадим ответ немного позже.
А сейчас продолжим исследование. И так далее….
– Какой вывод мы можем сделать на основе проведенных исследований?
(Вывод: Одни вещества проводят ток, а другие нет)
Учитель: Вещества, растворы которых проводят электрический ток назвали электролитами, а вещества, которые не проводят ток – неэлектролитами
– А какие вещества проводят электрический ток? (Растворы кислот,
щелочей, солей.
)
– С каким видом химической связи растворы веществ проводят электрический ток?
(Ионной, ковалентной сильно полярной)
– Какие вещества не проводят электрический ток? (Все кристаллические
вещества, оксиды, газы)
–
С каким видом химической связи вещества не проводят электрический ток?
(С ковалентной неполярной и слабо полярной)
Закрепление этапа 1: Задание 1 . Блиц-опрос :
– Сформулируйте определения электролитов и неэлектролитов. (Запись в
тетрадь
)
– Какой тип химической связи характерен электролитам и неэлектролитам?
– Классы каких веществ относятся к электролитам и неэлектролитам?
– Где Вы в жизни встречались с электролитами? (Аккумуляторы в автомобилях)
Задание 2. Выберите из перечня веществ электролиты и неэлектролиты, определив вид химической связи. Ответ поясните.
2 этап: Механизм электролитической диссоциации .
Продолжение беседы:
– Какие частицы могут создавать электрический ток в растворе? (Движущие
заряженные частицы)
– Почему и при каких условиях вещества проводят электрический ток?
(Они распадаются на ионы при растворении или расплавлении, являются проводниками второго рода. Прохождение тока происходит за счёт переноса ионов, а не электронов. Металлы – проводники первого рода (ток создается за счет свободных электронов).
– А какие заряженные частицы могут быть в растворах, например, у веществ с ионной связью – растворе NaCl? (Свободные ионы)
Внимание: В кристаллах ионы не свободные, а находятся в узлах кристаллической решетки.
– Что же происходит с кристаллом при растворении его в воде?
– Какова роль воды в этом процессе?
(Вода взаимодействует с электролитом и он под действием воды распадается на ионы).
Рассмотрим механизм этого процесса.
Сначала рассмотрим строение молекулы воды
Вода (диполь) < 104,5 0
Сообщение: Интересное о воде… (Приложение 3)
Механизм электролитической диссоциации с ионной связью на примере NaCl
Рассмотрите схему процесса (рис.127, с.195, Химия, 9, О.С.Габриелян).
– Что происходит с диполями воды?
Этот процесс называется ориентация . (Запись в тетрадь)
гидратация . (Запись в тетрадь)
3.Во время гидратации возникают силы взаимного притяжения между диполями и ионами, химическая связь между ионами кристалла ослабевает и ионы, окруженные «водным одеялом» отрываются и переходят в раствор.
Происходит распад – диссоциация .
Ионы, окруженные водной оболочкой, называют гидратированными .
Процесс диссоциации упрощенно можно записать: NaCl = Na + + Cl -
(Катионы, анионы)
– Они простые или сложные? (Простые)
– Итак, какие 3 процесса происходят при растворении веществ с ионной связью в воде?
1. ориентация
2. гидратация
3. диссоциация. Демонстрация процесса диссоциации. (Анимация
)
Задание для учащихся
С помощью модели-аппликации покажите на магнитной доске механизм диссоциации электролита с ионной связью и прокомментируйте это
Механизм электролитической диссоциации веществ с ковалентной полярной связью на примере НCl
– А каков механизм диссоциации электролита с ковалентной полярной связью?
– Рассмотрите схему процесса (рис.128, с.196, в учебнике).
– Что происходит с диполями воды?
1. Диполи ориентируются отрицательными концами вокруг положительных ионов, а положительными вокруг отрицательных.
Этот процесс называется ориентация . (Запись в тетрадь)
2. Между ионами электролита и диполями происходит взаимодействие. Этот процесс называется гидратация . (Запись в тетрадь)
3.Под действием диполей воды происходит превращение ковалентной полярной связи в ионную, то есть происходит ионизация молекул электролита.
4. Происходит распад – диссоциация .
Процесс диссоциации упрощенно можно записать: НCl = Н + + Cl -
– Как называют распавшиеся ионы?
– Они простые или сложные?
– Итак, какие процессы происходят при растворении веществ с ковалентной полярной
связью в воде?
1. ориентация
2. гидратация
3. ионизация
4. диссоциация
Демонстрация процесса диссоциации. (Анимация )
Задание для учащихся
С помощью модели-аппликации покажите на магнитной доске механизм диссоциации электролита с ковалентной полярной связью и прокомментируйте это
Вывод: при растворении в воде вещества взаимодействуют с диполями, распадаются на свободные гидратированные ионы и проводят электрический ток. Гидратация ионов является основной причиной диссоциации электролита.
К такому выводу пришел шведский ученый Сванте Аррениус в 1887 году.
Вернемся к истории.
Учитель: Так как диссоциация происходит у электролитов, поэтому ее называют электролитической.
Оказывается электролитами являются не только растворы кислот, солей и щелочей, но и их расплавы.
Давайте сформулируем определение ЭД.
По лесенке поднимемся к вершине горы, теме сегодняшнего урока.
– Какие ключевые слова мы применяли при исследованиях, выводах?
Что происходит с веществом при диссоциации? «распад»
– Какое вещество распадается? «электролит»
– На какие частицы распадается электролит? «ионы»
–
При каких условиях распадается? «при растворении в роде или
расплавлении»
– Повторим!!!
Процесс обратный диссоциации называется ассоциацией.
– Какиебывают ионы? Заполните схему:
И выполните задание.
– Отличаются ли ионы от атомов или молекул? Если да, то чем?
3 этап: Степень диссоциации. Сильные и слабые электролиты.
Учитель: Все ли электролиты в одинаковой степени проводят электрический ток? (Нет)
– Продолжим исследование с уксусной кислотой.
Демонстрация опыта:
Учитель: Проверим электропроводность концентрированной уксусной кислоты.
Беседа с классом:
– Что вы наблюдаете? (Лампочка горит очень слабо)
Вывод: не все электролиты в одинаковой степени проводят электрический ток. Бывают сильные и слабые электролиты.
Характеристикой силы электролита является степень диссоциации и обозначается α. α можно вычислить по формуле.
Для слабых электролитов процесс диссоциации обратим. HNO 2 ↔ H + + NO 2 -
Подробная информационная карта у вас на столах в сопроводительном листе.
– А можно ли «слабого сделать сильным», то есть увеличить степень диссоциации?
– От чего зависит α?
Продолжим исследования (Демонстрация опыта)
Беседа с классом:
1. Нагреем уксусную кислоту.
– Что Вы наблюдаете? От чего же зависит α?
2. Разбавим кислоту водой, то есть уменьшим её концентрацию.
– Что наблюдаете? От чего еще зависит α?
Вывод: α зависит от t, C. Если температуру увеличить α тоже увеличивается, если концентрацию увеличить α уменьшается.
4 этап: Кислоты, основания соли с точки зрения ЭД.
Учитель: Рассмотрим наглядно диссоциацию кислот, оснований и солей и составим уравнения их диссоциации на примере модельных схем ЭД кислот, щелочей и солей
Работа и беседа учителя с классом:
– Составьте алгоритм написания данных уравнений (по образцу).
–
На какие ионы диссоциируют кислоты?
– Сформулируйте определение кислот с точки зрения ЭД. -Каким ионом будут
определяться их свойства?
– Докажите экспериментально, что у вас в пробирке №1 кислота.(Обучающиеся
выполняют
лабораторный опыт)
– На какие ионы диссоциируют основания?
– Сформулируйте определение оснований с точки зрения ЭД.
– Каким ионом будут определяться их свойства?
– Докажите экспериментально, что у вас в пробирке №2 щелочь.
(Обучающиеся выполняют лабораторный опыт)
– На какие ионы диссоциируют соли?
– Сформулируйте определение солей с точки зрения ЭД.
– Каким ионом будут определяться их свойства? (Разными)
5 этап: Физкультминутка для глаз
А теперь все отдохнем
Глазки крепенько сожмем
Поморгаем раз пяток
И продолжим наш урок
Крепко глазки зажмурим
Вспомним всё и повторим:
Раз, да, три, четыре, пять
Вернемся к диссоциации опять.
Истина всегда проста:
Щелочь, соль и кислота
Пропускают ток всегда,
Если их раствор – вода.Почему же кислород,
Спирт, глюкоза и азот,
Растворенные в воде,
Не пропустят ток нигде?Потому что вещества –
Неживые существа,
И зависят свойства их,
Сложных и совсем простых,
От строения частиц,
Микромира без границ.
А раствор, где ток бурлит,
Назван был электролит
Укрепляя мышцы глаз,
Взгляд меняем 8 раз
То поближе, то подальше
Посмотреть прошу я Вас.
От усталости спасет
Вас глазной круговорот.
Круга 3 вращайте влево,
А потом наоборот!
IV. Закрепление
1. Задания в игровой форме, проблемно-поисковые задания на слайдах.
2. Самостоятельная работа на 10 мин (Слайд
)
V. Обобщающие выводы
Учитель: Все сегодняшние полученные знания можно обобщить в одной теории, которая называется теорией электролитической диссоциации (ТЭД)
Основные положения сформулированы в опорном конспекте (Приложение 4 ).
Работа с опорным конспектом
- Все вещества делятся на электролиты и неэлектролиты. ТЭД изучает электролиты.
- При растворении в воде эл-ты диссоциируют на ионы.
- Причина диссоциации – гидратация, то есть взаимодействие электролита с молекулами воды и разрыв химической связи в нем.
- Под действием эл. тока + ионы(катионы) движутся к катоду, а отрицательные (анионы) к аноду.
- ЭД обратима для слабых электролитов.
- Не все электролиты в одинаковой степени диссоциируют на ионы. Поэтому они делятся на сильные и слабые и характеризуются степенью диссоциации, которая зависит от разных причин.
- Химические свойства растворов электролитов определяются свойствами тех ионов, которые они образуют при диссоциации.
- По характеру образующихся ионов различают 3 типа электролитов.
VI. Подведение итога урока. Домашнее задание
§35,36; упр. № 4,5 с.203,
Индивидуальные доп.зад. в раб. тетр. №18, с.124, №20 с.126
Учитель: Прежде чем закончить урок, я хочу проверить ваше настроение в конце урока. Зарисуйте свое настроение в индивидуальном сопроводительном листе, который находится у Вас на парте. (Приложение 1)
Заключение
Ты – молодчина! И в это поверь.
Открыта тобой в мир химии дверь.
Надеемся все мы, что лет через пять,
Прекрасным ученым сможешь ты стать.
