Ο μηχανισμός της ηλεκτρικής διάστασης των οξέων. Ο μηχανισμός της ηλεκτρολυτικής διάστασης. Σχέση σταθεράς και βαθμού διάστασης

Διάλεξη. Θεωρία ηλεκτρολυτική διάσταση.

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 ξοδεύω ηλεκτρική ενέργεια), κατά τη διάλυση, αποσυντίθενται σε σωματίδια (ιόντα), τα οποία σχηματίζονται ως αποτέλεσμα της διάσπασης της διαλυμένης ουσίας. Σε αυτή την περίπτωση, ο αριθμός των σωματιδίων αυξάνεται. Τα ιόντα που είναι θετικά φορτισμένα ονομάζονται κατιόντα , επειδή Υπό την επίδραση ηλεκτρικό πεδίοκινείται 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 εξαιρετικά πολικό δεσμό)

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

Ετσι, 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 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 ηλεκτρολυτών (μετατροπή ομοιοπολικού πολικού δεσμού σε ιοντικό)

διάσπαση (διάσπαση) 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 ΔΙΑΚΟΠΗ
ΗΛΕΚΤΡΟΛΥΤΕΣ ΚΑΙ ΜΗ ΗΛΕΚΤΡΟΛΥΤΕΣ

Θεωρία ηλεκτρολυτικής διάστασης

(S. Arrhenius, 1887)

1. Όταν διαλύονται στο νερό (ή λιώνουν), 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 διεργασία (η αντίστροφη αντίδραση ονομάζεται μολίωση).

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.

Προσανατολίζοντας 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 μέσα στον διαλύτη και, αναμειγνύοντας 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 στον 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 εύκολα να προσδιοριστεί 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 διάστασης (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, NH4OH, Ba (OH) 2, H2SO4 και CH3COOH.

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

Απόφαση

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 του σχηματισμού του 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.

Απόφαση

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 αδιάσπαστων μορίων.

Είναι η σταθερά ισορροπίας της διαδικασίας 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 τον 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

Απόφαση

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

Ρίξτε λίγο αλάτι σε ένα ποτήρι ζέσεως,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) Καθίζηση 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

Οπως και αυτό το σύστημαείναι σε ισορροπία λοιπόν

V1 = V2

k2 = k1

K 2 / k 1 = const (σε T = const)

Ετσι, το προϊόν 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 .

Απόφαση

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 ,
ως εκ τούτου, 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;

Απόφαση

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

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

Για να πάμε στη διαλυτότητα, που εκφράζεται σε g / l, πολλαπλασιάζουμε την τιμή που βρέθηκε με το μοριακό βάρος και μετά 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 .

Απόφαση

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 - . Ως εκ τούτου,[ 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 κατακρημνιστεί 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.

Επίδραση της ποσότητας του κατακρημνιστή

Για την πληρέστερη κατακρήμνιση, χρησιμοποιείται περίσσεια κατακρημνιστή.

για παράδειγμα, καθίζηση άλατοςBaCO 3 : BaCl 2 + Να 2 CO 3 ® BaCO 3 ¯ + 2 NaCl. Αφού προσθέσετε ισοδύναμη ποσότηταΝα 2 CO 3 ιόντα παραμένουν σε διάλυμαBa 2+ , του οποίου η συγκέντρωση καθορίζεται 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 αρχίσει 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 ίζημαBaΜεΟ 3 . Το διάλυμα σε επαφή με αυτό το ίζημα είναι κορεσμένο μεBaΜεΟ 3 .
Αυτό σημαίνει ότι[ Ba 2+ ] [ CO 3 2- ] = PRBaCO 3 .

Αν στο διάλυμα προστεθεί οξύ, 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 μεBaΜεΟ 3 και μέρος του ιζήματοςBaΜεΟ 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 μικρότερο 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 κακής διάστασηςH 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

(1887) για να εξηγήσει τις ιδιότητες των υδατικών διαλυμάτων ηλεκτρολυτών. Αργότερα αναπτύχθηκε από πολλούς επιστήμονες με βάση το δόγμα της δομής του ατόμου και χημικός δεσμός. Το τρέχον περιεχόμενο αυτής της θεωρίας μπορεί να περιοριστεί στις ακόλουθες τρεις προτάσεις:

Σχέδιο διάλυσης κρυστάλλου αλατιού. Ιόντα νατρίου και χλωρίου σε διάλυμα.

1. Όταν διαλύονται στο νερό, οι ηλεκτρολύτες διασπώνται (αποσυντίθενται) σε ιόντα - θετικά και αρνητικά φορτισμένα. («Ιόν» σημαίνει «περιπλανώμενος» στα ελληνικά. Σε διάλυμα, τα ιόντα κινούνται τυχαία σε διαφορετικές κατευθύνσεις.)

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

3. Η διάσπαση είναι μια αναστρέψιμη διαδικασία. Αυτό σημαίνει ότι εμφανίζεται μια κατάσταση ισορροπίας κατά την οποία πόσα μόρια διασπώνται σε ιόντα (διάσπαση), τόσα πολλά από αυτά επανασχηματίζονται από ιόντα (σύνδεση). Επομένως, στις εξισώσεις ηλεκτρολυτικής διάστασης αντί για το πρόσημο ίσου τίθεται το πρόσημο της αντιστρεψιμότητας.

Για παράδειγμα:

KA ↔ K + + A - ,

όπου το KA είναι ένα μόριο ηλεκτρολύτη, το K + είναι ένα κατιόν, το A − είναι ένα ανιόν.

Το δόγμα του χημικού δεσμού βοηθά στην απάντηση στο ερώτημα γιατί οι ηλεκτρολύτες διασπώνται σε ιόντα. Οι ουσίες με ιοντικό δεσμό διασπώνται πιο εύκολα, αφού αποτελούνται ήδη από ιόντα (βλ. Χημικός δεσμός). Όταν διαλύονται, τα δίπολα του νερού προσανατολίζονται γύρω από τα θετικά και τα αρνητικά ιόντα. Δυνάμεις αμοιβαίας έλξης προκύπτουν μεταξύ των ιόντων και των διπόλων του νερού. Ως αποτέλεσμα, ο δεσμός μεταξύ των ιόντων εξασθενεί και λαμβάνει χώρα η μετάβαση των ιόντων από τον κρύσταλλο στο διάλυμα. Ομοίως, οι ηλεκτρολύτες διαχωρίζονται, τα μόρια των οποίων σχηματίζονται ανάλογα με τον τύπο του ομοιοπολικού πολικού δεσμού. Η διάσταση των πολικών μορίων μπορεί να είναι πλήρης ή μερική - όλα εξαρτώνται από τον βαθμό πολικότητας των δεσμών. Και στις δύο περιπτώσεις (κατά τη διάσταση των ενώσεων με ιοντικούς και πολικούς δεσμούς), σχηματίζονται ενυδατωμένα ιόντα, δηλαδή ιόντα χημικά συνδεδεμένα με μόρια νερού.

Ο ιδρυτής αυτής της άποψης για την ηλεκτρολυτική διάσταση ήταν ο επίτιμος ακαδημαϊκός I. A. Kablukov. Σε αντίθεση με τη θεωρία Arrhenius, η οποία δεν έλαβε υπόψη την αλληλεπίδραση μιας διαλυμένης ουσίας με έναν διαλύτη, ο I. A. Kablukov εφάρμοσε τη χημική θεωρία των διαλυμάτων του D. I. Mendeleev για να εξηγήσει την ηλεκτρολυτική διάσταση. Έδειξε ότι κατά τη διάλυση, συμβαίνει μια χημική αλληλεπίδραση της διαλυμένης ουσίας με το νερό, η οποία οδηγεί στο σχηματισμό υδριτών και στη συνέχεια διασπώνται σε ιόντα. Ο I. A. Kablukov πίστευε ότι μόνο ενυδατωμένα ιόντα περιέχονται σε ένα υδατικό διάλυμα. Αυτή η άποψη είναι πλέον γενικά αποδεκτή. Άρα, η ιοντική ενυδάτωση είναι η κύρια αιτία διάσπασης. Σε άλλα, μη υδατικά διαλύματα ηλεκτρολυτών, ο χημικός δεσμός μεταξύ των σωματιδίων (μόρια, ιόντα) της διαλυμένης ουσίας και των σωματιδίων του διαλύτη ονομάζεται διαλυτοποίηση.

Τα ενυδατωμένα ιόντα έχουν σταθερό και μεταβλητό αριθμό μορίων νερού. Ένα ένυδρο άλας σταθερής σύνθεσης σχηματίζει ιόντα υδρογόνου H + που συγκρατούν ένα μόριο νερού - αυτό είναι ένα ένυδρο πρωτόνιο H + (H 2 O). ΣΤΟ επιστημονική βιβλιογραφίασυνηθίζεται να το αναπαριστάνουμε με τον τύπο H 3 O + (ή OH 3 +) και να το ονομάζουμε ιόν υδρονίου.

Δεδομένου ότι η ηλεκτρολυτική διάσταση είναι μια αναστρέψιμη διαδικασία, τα διαλύματα ηλεκτρολυτών περιέχουν μόρια μαζί με τα ιόντα τους. Επομένως, τα διαλύματα ηλεκτρολυτών χαρακτηρίζονται από το βαθμό διάστασης (που συμβολίζεται με το ελληνικό γράμμα α). Ο βαθμός διάστασης είναι ο λόγος του αριθμού των μορίων που έχουν διασπαστεί σε ιόντα, n, προς τον συνολικό αριθμό των διαλυμένων μορίων, N:

Ο βαθμός διάστασης του ηλεκτρολύτη προσδιορίζεται εμπειρικά και εκφράζεται σε κλάσματα μονάδας ή ως ποσοστό. Εάν α = 0, τότε δεν υπάρχει διάσταση, και αν α = 1, ή 100%, τότε ο ηλεκτρολύτης αποσυντίθεται πλήρως σε ιόντα. Διαφορετικοί ηλεκτρολύτες έχουν διαφορετικούς βαθμούς διάστασης. Με την αραίωση του διαλύματος αυξάνεται και με την προσθήκη ομώνυμων ιόντων (τα ίδια με τα ιόντα ηλεκτρολυτών) μειώνεται.

Ωστόσο, για να χαρακτηριστεί η ικανότητα ενός ηλεκτρολύτη να διασπάται σε ιόντα, ο βαθμός διάστασης δεν είναι πολύ βολική τιμή, καθώς είναι. εξαρτάται από τη συγκέντρωση του ηλεκτρολύτη. Περισσότερο κοινό χαρακτηριστικόείναι η σταθερά διάστασης Κ. Μπορεί εύκολα να εξαχθεί με την εφαρμογή του νόμου της δράσης μάζας στην ισορροπία διάστασης ηλεκτρολυτών (1):

K = () / ,

όπου ΚΑ είναι η συγκέντρωση ισορροπίας του ηλεκτρολύτη και είναι οι συγκεντρώσεις ισορροπίας των ιόντων του (βλ. Χημική ισορροπία). Το Κ δεν εξαρτάται από τη συγκέντρωση. Εξαρτάται από τη φύση του ηλεκτρολύτη, τον διαλύτη και τη θερμοκρασία. Για ασθενείς ηλεκτρολύτες, όσο μεγαλύτερο είναι το K (σταθερά διάστασης), όσο ισχυρότερος είναι ο ηλεκτρολύτης, τόσο περισσότερα ιόντα στο διάλυμα.

Οι ισχυροί ηλεκτρολύτες δεν έχουν σταθερές διάστασης. Τυπικά, μπορούν να υπολογιστούν, αλλά δεν θα είναι σταθερές όταν αλλάξει η συγκέντρωση.

Στόχοι: να σχηματίσουν τις έννοιες των ηλεκτρολυτών και μη ηλεκτρολυτών, ED, 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 αυτοελέγχου και αμοιβαίου ελέγχου, πνευματικές ικανότητες.

εκπαιδεύσουν ένα ικανό άτομο με πρακτικό προσανατολισμό.

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

Αντιδραστήρια: H 2 O dist., NaCl cr., NaOH cr., παγωμένο 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 την 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)
- Ποια τάξη χημικές ενώσειςκάνει αίτηση;
- 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? Σε αυτό το ερώτημα θα απαντήσουμε λίγο αργότερα. Τώρα ας συνεχίσουμε την έρευνά μας. Και τα λοιπά….
Τι συμπέρασμα μπορούμε να βγάλουμε με βάση την έρευνα που διεξήχθη;

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

Δάσκαλος:Οι ουσίες των οποίων τα διαλύματα αγώγουν 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 αγώγουν 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 γνωρίσει 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 το 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 τετράδιο)

ενυδάτωση. (Εισαγωγή σε τετράδιο)

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 τετράδιο)

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

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 -

Ποιο είναι το όνομα των διασπασμένων ιόντων;
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 τήγματα 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 -

Λεπτομερής κάρτα πληροφοριώνστα 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 το 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 διάστασή 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;
– Διατυπώστε 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 όσον αφορά τις 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 εξαρτάται τις ιδιότητές τους,
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. Καθήκοντα σε φόρμα παιχνιδιού, εργασίες αναζήτησης προβλημάτων για διαφάνειες.
2. Ανεξάρτητη εργασίαγια 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 διάστασης 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. Το ED είναι αναστρέψιμο 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. Χημικές ιδιότητεςΤα διαλύματα ηλεκτρολυτών προσδιορίζονται 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. Σχεδιάστε 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.