Mecanismul de disociere electrică a acizilor. Mecanismul disocierii electrolitice. Relația dintre constantă și gradul de disociere

Lectura. Teorie disocierea electrolitică.

Electroliți, neelectroliți. disocierea electrolitică.

Motivul abaterii de la legile lui van't Hoff și Raoult a fost stabilit pentru prima dată în 1887 de omul de știință suedez Svante Arrhenius, care a propus teoria disocierii electrolitice, care se bazează pe două postulate:

Substanţe ale căror soluţii sunt electroliti (adică cheltuiesc electricitate), la dizolvare, se descompun în particule (ioni), care se formează ca urmare a disocierii substanței dizolvate. În acest caz, numărul de particule crește. Ionii care sunt încărcați pozitiv se numesc cationi , deoarece Sub influenta câmp electric deplasându-se spre catod.ioni încărcați negativ - anionii , deoarece sub influența unui câmp electric se deplasează spre anod. Electroliții includ săruri, acizi și baze.

Al(NO3)3® Al³ + + NO3

Electroliții nu se disociază complet. Capacitatea unei substanțe de a se disocia se caracterizează prin valoarea gradului de disociere electrolitică - a. Gradul de disociere electrolitică este raportul dintre cantitatea de substanță electrolitică descompusă în ioni și cantitatea totală de electrolit dizolvat.

A = ionizat / N dizolvat

n este numărul de molecule descompuse în ioni

N este numărul total de molecule în soluție

a- grad de disociere electrolitică

Valoarea lui a poate varia de la 0 la 1, adesea a este exprimată ca procent (de la 0 la 100%). Gradul de disociere arată ce parte din cantitatea dizolvată de electrolit în condiții date se află în soluție sub formă de ioni hidratați.

Cauzele disocierii electrolitice se datorează:

natura legăturilor chimice din compuși (electroliții includ substanțe cu o legătură ionică sau covalentă foarte polară)

Natura solventului: molecula de apă este polară, adică este un dipol

Prin urmare, disocierea electrolitică numit procesul de dezintegrare sau compuși polari în ioni sub acțiunea moleculelor de solvent polar.

Mecanismul disocierii electrolitice.

Teoria lui Arrtsius a fost dezvoltată în mod semnificativ de oamenii de știință ruși I.A. Kablukov și V.A. Kistyakovsky, ei au demonstrat că atunci când electrolitul este dizolvat, are loc interacțiunea chimică a substanței dizolvate cu apa, ceea ce duce la formarea de hidrați și apoi se disociază în ioni. , adică ioni hidratați în soluție.

Cea mai ușoară cale este disocierea unei substanțe cu o legătură ionică. Secvența proceselor care au loc în timpul disocierii substanțelor cu o legătură ionică (săruri, alcaline) va fi următoarea:

orientarea moleculelor de dipol de apă în apropierea ionilor de cristal

hidratarea (interacțiunea) moleculelor de apă cu ionii stratului superficial al cristalului

disocierea (dezintegrarea) cristalului electrolit în ioni hidratați.

Luând în considerare hidratarea ionilor, ecuația de disociere arată astfel:

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

Deoarece compoziția ionilor hidratați nu este întotdeauna constantă, ecuația este scrisă sub formă abreviată:

NaCl ® Na + + Cl -

În mod similar, are loc procesul de disociere a substanțelor cu o legătură polară, succesiunea proceselor în curs este următoarea:

orientarea moleculelor de apă în jurul polilor unei molecule de electrolit

hidratarea (interacțiunea) moleculelor de apă cu moleculele de electroliți

ionizarea moleculelor de electrolit (transformarea unei legături polare covalente într-una ionică)

disocierea (dezintegrarea) moleculelor de electrolit în ioni hidratați.

HCl + H2O ® H3O + + Cl -

HCl® H + + Cl -

În procesul de disociere, ionul de hidrogen nu apare sub formă liberă, doar sub forma ionului de hidroniu H3O + .

SOLUȚII
TEORIA DISOCIĂRII ELECTROLITICE

DISOCIERE ELECTROLITICĂ
ELECTROLIȚI ȘI NEELECTROLIȚI

Teoria disocierii electrolitice

(S. Arrhenius, 1887)

1. Când sunt dizolvați în apă (sau topiți), electroliții se descompun în ioni încărcați pozitiv și negativ (supus disocierii electrolitice).

2. Sub acțiunea unui curent electric, cationii (+) se deplasează spre catod (-), iar anionii (-) se deplasează spre anod (+).

3. Disocierea electrolitică este un proces reversibil (reacția inversă se numește molarizare).

4. Gradul de disociere electrolitică ( A ) depinde de natura electrolitului și solventului, temperatură și concentrație. Arată raportul dintre numărul de molecule descompuse în ioni ( n ) la numărul total de molecule introduse în soluție ( N).

a = n / N0< a <1

Mecanismul de disociere electrolitică a substanțelor ionice

La dizolvarea compușilor cu legături ionice ( de exemplu NaCl ) procesul de hidratare începe cu orientarea dipolilor de apă în jurul tuturor marginilor și fețelor cristalelor de sare.

Orientându-se în jurul ionilor rețelei cristaline, moleculele de apă formează fie legături de hidrogen, fie legături donor-acceptor cu ele. Acest proces eliberează o cantitate mare de energie, care se numește energie de hidratare.

Energia hidratării, a cărei valoare este comparabilă cu energia rețelei cristaline, merge la distrugerea rețelei cristaline. În acest caz, ionii hidratați trec strat cu strat în solvent și, amestecându-se cu moleculele sale, formează o soluție.

Mecanismul de disociere electrolitică a substanțelor polare

Substanțele ale căror molecule sunt formate în funcție de tipul de legătură covalentă polară (molecule polare) se disociază și ele în mod similar. În jurul fiecărei molecule polare de materie ( de exemplu HCI ), dipolii apei sunt orientați într-un anumit fel. Ca urmare a interacțiunii cu dipolii de apă, molecula polară devine și mai polarizată și se transformă într-o moleculă ionică, apoi se formează cu ușurință ionii hidratați liberi.

Electroliți și neelectroliți

Disocierea electrolitică a substanțelor, procedând cu formarea ionilor liberi, explică conductivitatea electrică a soluțiilor.

Procesul de disociere electrolitică este de obicei scris sub forma unei diagrame, fără a dezvălui mecanismul său și a omite solventul ( H2O ), deși este un contributor major.

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 -

Din neutralitatea electrică a moleculelor rezultă că sarcina totală a cationilor și anionilor trebuie să fie egală cu zero.

De exemplu, pentru

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

Electroliți puternici

Acestea sunt substanțe care, atunci când sunt dizolvate în apă, se descompun aproape complet în ioni. De regulă, electroliții puternici includ substanțe cu legături ionice sau foarte polare: toate sărurile foarte solubile, acizii puternici ( HCI, HBr, HI, HCIO4, H2SO4, HNO3 ) și baze puternice ( LiOH, NaOH, KOH, RbOH, CsOH, Ba (OH) 2, Sr (OH) 2, Ca (OH) 2).

Într-o soluție de electrolit puternic, solutul se găsește în principal sub formă de ioni (cationi și anioni); moleculele nedisociate sunt practic absente.

Electroliți slabi

Substanțe care se disociază parțial în ioni. Soluțiile de electroliți slabi, împreună cu ioni, conțin molecule nedisociate. Electroliții slabi nu pot da o concentrație mare de ioni în soluție.

Electroliții slabi includ:

1) aproape toți acizii organici ( CH3COOH, C2H5COOH, etc.);

2) unii acizi anorganici ( H2C03, H2S, etc.);

3) aproape toate sărurile, bazele și hidroxidul de amoniu solubile în apă(Ca3(P04)2; Cu (OH)2; Al(OH)3; NH4OH);

4) apa.

Ei conduc slab (sau aproape nu conduc) electricitatea.

CH 3 COOH « CH 3 COO - + H +

Cu (OH) 2 "[CuOH] + + OH - (prima etapă)

[CuOH] + "Cu 2+ + OH - (al doilea pas)

H 2 CO 3 "H + + HCO - (prima etapă)

HCO 3 - "H + + CO 3 2- (a doua etapă)

Non-electroliți

Substanțe ale căror soluții apoase și topituri nu conduc electricitatea. Ele conțin legături covalente nepolare sau cu polare scăzute care nu se descompun în ioni.

Gazele, solidele (nemetale), compușii organici (zaharoză, benzină, alcool) nu conduc curentul electric.

Gradul de disociere. Constanta de disociere

Concentrația ionilor în soluții depinde de cât de complet electrolitul dat se disociază în ioni. În soluțiile de electroliți puternici, a căror disociere poate fi considerată completă, concentrația de ioni poate fi determinată cu ușurință din concentrație (c) și compoziția moleculei de electrolit (indici stoichiometrici), De exemplu :

Concentrațiile ionilor în soluțiile de electroliți slabi sunt caracterizate calitativ prin gradul și constanta de disociere.

Gradul de disociere (A) este raportul dintre numărul de molecule degradate în ioni ( n ) la numărul total de molecule dizolvate ( N):

a = n/N

și se exprimă în fracții de unitate sau în% ( A \u003d 0,3 - limita de diviziune condiționată în electroliți puternici și slabi).

Exemplu

Determinați concentrația molară de cationi și anioni în soluții 0,01 M KBr, NH4OH, Ba (OH)2, H2S04 şi CH3COOH.

Gradul de disociere a electroliților slabi a = 0,3.

Decizie

KBr, Ba (OH)2 și H2S04 - electroliți puternici care se disociază complet(a = 1).

KBr « K + + Br -

0,01 milioane

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

0,01 milioane

0,02 milioane

H2S04"2H++S04

0,02 milioane

[SO42-] = 0,01 M

NH4OH și CH3COOH - electroliți slabi(a=0,3)

NH 4 OH + 4 + OH -

0,3 0,01 = 0,003M

CH 3 COOH « CH 3 COO - + H +

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

Gradul de disociere depinde de concentrația soluției slabe de electrolit. Când este diluat cu apă, gradul de disociere crește întotdeauna, deoarece numărul de molecule de solvent crește ( H2O ) per moleculă de dizolvat. Conform principiului lui Le Chatelier, echilibrul disocierii electrolitice în acest caz ar trebui să se schimbe în direcția formării produsului, adică. ioni hidratați.

Gradul de disociere electrolitică depinde de temperatura soluției. De obicei, odată cu creșterea temperaturii, gradul de disociere crește, deoarece legăturile din molecule sunt activate, devin mai mobile și mai ușor de ionizat. Concentrația ionilor într-o soluție de electrolit slab poate fi calculată cunoscând gradul de disociereAși concentrația inițială a substanțeic in solutie.

Exemplu

Determinați concentrația de molecule și ioni nedisociați într-o soluție 0,1 M NH4OH dacă gradul de disociere este 0,01.

Decizie

Concentrațiile de molecule NH4OH , care se va descompune în ioni în momentul de echilibru, va fi egal cuAc. Concentrația ionică NH4 - și OH - - va fi egală cu concentraţia moleculelor disociate şi egală cuAc(conform ecuației de disociere electrolitică)

NH4OH		NH4+		Oh-
c - a c

A 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

constanta de disociere ( K D ) este raportul dintre produsul concentrațiilor de echilibru ale ionilor la puterea coeficienților stoechiometrici corespunzători și concentrația moleculelor nedisociate.

Este constanta de echilibru a procesului de disociere electrolitică; caracterizează capacitatea unei substanţe de a se descompune în ioni: cu atât mai mare K D , cu atât concentrația de ioni în soluție este mai mare.

Disocierile acizilor polibazici slabi sau a bazelor poliacide se desfășoară în etape, respectiv, pentru fiecare etapă există propria sa constantă de disociere:

Primul stagiu:

H 3 PO 4 « H + + H 2 PO 4 -

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

Al doilea pas:

H 2 PO 4 - « H + + HPO 4 2-

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

Al treilea pas:

HPO 4 2- « H + + PO 4 3-

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

K D 1 > K D 2 > K D 3

Exemplu

Obțineți o ecuație care raportează gradul de disociere electrolitică a unui electrolit slab ( A ) cu constantă de disociere (legea diluției lui Ostwald) pentru un acid monobazic slab PE .

HA «H+A+

K D = () /

Dacă se notează concentrația totală a unui electrolit slabc, apoi concentrațiile de echilibru H + și A - sunt egale Acși concentrația de molecule nedisociate ON - (c - a c) \u003d c (1 - a)

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

În cazul electroliților foarte slabi ( a 0,01 GBP)

K D = c a 2 sau a = \ é (K D / c )

Exemplu

Calculați gradul de disociere a acidului acetic și concentrația ionilor H + în soluție 0,1 M dacă KD (CH3COOH) = 1,85 10 -5

Decizie

Să folosim legea diluției Ostwald

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

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

Produs de solubilitate

Definiție

Pune puțină sare puțin solubilă într-un pahar, de exemplu AgCl și se adaugă apă distilată la precipitat. În același timp, ioni Ag+ și Cl- , experimentând atracție din partea dipolilor de apă din jur, se desprind treptat de cristale și intră în soluție. Ciocnire în soluție, ioni Ag+ și Cl- formează molecule AgCl și depuse pe suprafața cristalului. Astfel, în sistem apar două procese reciproc opuse, ceea ce duce la echilibru dinamic, când același număr de ioni trec în soluție pe unitatea de timp. Ag+ și Cl- câte sunt depuse. Acumularea de ioni Ag+ și Cl- se oprește în soluție, se dovedește soluție saturată. Prin urmare, vom lua în considerare un sistem în care există un precipitat de sare puțin solubilă în contact cu o soluție saturată a acestei săruri. În acest caz, au loc două procese reciproc opuse:

1) Trecerea ionilor de la precipitat la soluție. Viteza acestui proces poate fi considerată constantă la o temperatură constantă: V1 = K1;

2) Precipitarea ionilor din soluție. Viteza acestui proces V 2 depinde de concentrația ionilor Ag+ şi Cl-. Conform legii acțiunii în masă:

V 2 \u003d k 2

La fel de acest sistem atunci este în echilibru

V1 = V2

k2 = k1

K 2 / k 1 = const (la T = const)

Prin urmare, produsul concentrațiilor ionilor într-o soluție saturată a unui electrolit puțin solubil la o temperatură constantă este constant magnitudinea. Această valoare este numităprodus de solubilitate(ETC).

În exemplul dat ETC AgCl = [Ag+][Cl-] . În cazurile în care electrolitul conține doi sau mai mulți ioni identici, concentrația acestor ioni trebuie crescută la puterea corespunzătoare atunci când se calculează produsul de solubilitate.

De exemplu , PR Ag 2 S = 2 ; PR PbI 2 = 2

În cazul general, expresia pentru produsul de solubilitate pentru un electrolit este A m B n

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

Valorile produsului de solubilitate pentru diferite substanțe sunt diferite.

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

ETC ușor de calculat, știind c creativitatea compusului la un dat t°.

Exemplul 1

Solubilitatea CaCO3 este 0,0069 sau 6,9 10 -3 g/l. Găsiți PR CaCO 3 .

Decizie

Exprimăm solubilitatea în moli:

S CaCO3 = ( 6,9 10 -3 ) / 100,09 = 6,9 10 -5 mol/l

M CaCO3

Din moment ce fiecare moleculă CaCO3 dă câte un ion fiecare când este dizolvat Ca2+ și CO32-, atunci
[ Ca 2+ ] \u003d [ CO 3 2- ] \u003d 6,9 10 -5 mol / l ,
prin urmare, PR CaCO 3 \u003d [ Ca 2+ ] [ CO 3 2- ] \u003d 6,9 10 -5 6,9 10 -5 \u003d 4,8 10 -9

Cunoscând valoarea PR , puteți calcula, la rândul său, solubilitatea substanței în mol / l sau g / l.

Exemplul 2

Produs de solubilitate PR PbSO 4 \u003d 2,2 10 -8 g / l.

Care este solubilitatea PbSO4?

Decizie

Indicați solubilitatea PbS04 prin X mol/l. Intrarea in solutie X moli de PbSO4 vor da X ioni Pb2+ și X ioniiASA DE 4 2- , adică:

==X

ETCPbSO 4 = = = X X = X 2

X=\ é(ETCPbSO 4 ) = \ é(2,2 10 -8 ) = 1,5 10 -4 mol/l.

Pentru a ajunge la solubilitatea, exprimată în g/l, înmulțim valoarea găsită cu greutatea moleculară, după care obținem:

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

Formarea precipitatiilor

În cazul în care un

[ Ag + ] [ Cl - ] < ПР AgCl- solutie nesaturata

[ Ag + ] [ Cl - ] = PRAgCl- soluție saturată

[ Ag + ] [ Cl - ] > PRAgCl- solutie suprasaturata

Un precipitat se formează atunci când produsul concentrațiilor ionice ale unui electrolit puțin solubil depășește valoarea produsului său de solubilitate la o temperatură dată. Când produsul ionic devine egal cuETC, precipitațiile se opresc. Cunoscând volumul și concentrația soluțiilor amestecate, este posibil să se calculeze dacă sarea rezultată va precipita.

Exemplul 3

Se formează un precipitat la amestecarea în volume egale de 0,2MsolutiiPb(NU 3 ) 2 șiNaCl.
ETCPbCl 2 = 2,4 10 -4 .

Decizie

La amestecare, volumul soluției se dublează și concentrația fiecăreia dintre substanțe va scădea la jumătate, adică. va deveni 0,1 M sau 1,0 10 -1 mol/l. Acestea sunt vor fi concentrăriPb 2+ șiCl - . Prin urmare,[ Pb 2+ ] [ Cl - ] 2 = 1 10 -1 (1 10 -1 ) 2 = 1 10 -3 . Valoarea rezultată depășeșteETCPbCl 2 (2,4 10 -4 ) . Deci o parte din sarePbCl 2 precipită afară. Din cele de mai sus, se poate concluziona că diverși factori influențează formarea precipitațiilor.

Influența concentrației soluțiilor

Electrolit puțin solubil cu o valoare suficient de mareETCnu poate fi precipitată din soluții diluate.de exemplu, precipitatPbCl 2 nu va cădea la amestecarea în volume egale 0,1MsolutiiPb(NU 3 ) 2 șiNaCl. La amestecarea în volume egale, concentrațiile fiecăreia dintre substanțe vor deveni0,1 / 2 = 0,05 Msau 5 10 -2 mol/l. Produs ionic[ Pb 2+ ] [ Cl 1- ] 2 = 5 10 -2 (5 10 -2 ) 2 = 12,5 10 -5 .Valoarea rezultată este mai micăETCPbCl 2 prin urmare nu vor apărea precipitații.

Influența cantității de precipitant

Pentru cea mai completă precipitare se folosește un exces de precipitant.

de exemplu, sare precipitatăBaCO 3 : BaCl 2 + N / A 2 CO 3 ® BaCO 3 ¯ + 2 NaCl. După adăugarea unei sume echivalenteN / A 2 CO 3 ionii rămân în soluțieBa 2+ , a cărui concentrație este determinată de cantitateETC.

Creșterea concentrației de ioniCO 3 2- cauzate de adăugarea de precipitant în exces(N / A 2 CO 3 ) , va atrage după sine o scădere corespunzătoare a concentrației de ioniBa 2+ în soluție, adică va crește gradul de completitudine a depunerii acestui ion.

Influența ionului cu același nume

Solubilitatea electroliților puțin solubili scade în prezența altor electroliți puternici care au ioni similari. Dacă la o soluţie nesaturatăBaSO 4 adauga solutia putin cate putinN / A 2 ASA DE 4 , apoi produsul ionic, care a fost inițial mai mic decât ETCBaSO 4 (1,1 10 -10 ) , va ajunge treptatETCși depășește-o. Vor începe precipitațiile.

Efectul temperaturii

ETCeste constantă la temperatură constantă. Odată cu creșterea temperaturii ETC crește, astfel încât precipitarea se face cel mai bine din soluții răcite.

Dizolvarea precipitațiilor

Regula produsului de solubilitate este importantă pentru transferul precipitatelor puțin solubile în soluție. Să presupunem că trebuie să dizolvăm precipitatulBaCuO 3 . Soluția în contact cu acest precipitat este saturată cuBaCuO 3 .
Înseamnă că[ Ba 2+ ] [ CO 3 2- ] = PRBaCO 3 .

Dacă se adaugă un acid în soluție, atunci ioniiH + leagă ionii prezenți în soluțieCO 3 2- în molecule slabe de acid carbonic:

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

Ca urmare, concentrația ionului va scădea brusc.CO 3 2- , produsul ionic devine mai mic decâtETCBaCO 3 . Soluția va fi nesaturată în ceea ce priveșteBaCuO 3 și o parte din sedimentBaCuO 3 intra in solutie. Prin adăugarea unei cantități suficiente de acid, întregul precipitat poate fi adus în soluție. În consecință, dizolvarea precipitatului începe atunci când, din anumite motive, produsul ionic al unui electrolit puțin solubil devine mai mic decâtETC. Pentru a dizolva precipitatul, în soluție se introduce un electrolit, ai cărui ioni pot forma un compus ușor disociat cu unul dintre ionii unui electrolit puțin solubil. Aceasta explică dizolvarea hidroxizilor puțin solubili în acizi.

Fe(OH) 3 + 3HCI® FeCl 3 + 3 ore 2 O

ioniiOh - se leagă în molecule slab disociateH 2 O.

Masa.Produs de solubilitate (SP) și solubilitate la 25AgCl

1,25 10 -5

1,56 10 -10

AgI

1,23 10 -8

1,5 10 -16

Ag 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) pentru a explica proprietățile soluțiilor apoase de electroliți. Mai târziu a fost dezvoltat de mulți oameni de știință pe baza doctrinei structurii atomului și legătură chimică. Conținutul actual al acestei teorii poate fi redus la următoarele trei propoziții:

Schema de dizolvare a unui cristal de sare. Ioni de sodiu și clorură în soluție.

1. Când sunt dizolvați în apă, electroliții se disociază (se descompun) în ioni - încărcați pozitiv și negativ. („Ion” înseamnă „rătăcire” în greacă. În soluție, ionii se mișcă aleatoriu în direcții diferite.)

2. Sub acțiunea unui curent electric, ionii capătă o mișcare direcționată: cei încărcați pozitiv se deplasează spre catod, cei încărcați negativ - spre anod. Prin urmare, primii se numesc cationi, al doilea - anioni. Mișcarea direcționată a ionilor are loc ca urmare a atracției electrozilor lor încărcați opus.

3. Disocierea este un proces reversibil. Aceasta înseamnă că se instalează o astfel de stare de echilibru, în care câte molecule se descompun în ioni (disociere), atât de multe dintre ele sunt re-formate din ioni (asociere). Prin urmare, în ecuațiile de disociere electrolitică, în locul semnului egal se pune semnul reversibilității.

De exemplu:

KA ↔ K ++ A - ,

unde KA este o moleculă de electrolit, K + este un cation, A - este un anion.

Doctrina legăturii chimice ajută la răspunsul la întrebarea de ce electroliții se disociază în ioni. Substanțele cu o legătură ionică se disociază cel mai ușor, deoarece sunt deja formate din ioni (vezi Legătura chimică). Când se dizolvă, dipolii apei se orientează în jurul ionilor pozitivi și negativi. Între ionii și dipolii apei apar forțe de atracție reciprocă. Ca urmare, legătura dintre ioni slăbește și are loc tranziția ionilor de la cristal la soluție. În mod similar, electroliții se disociază, ale căror molecule sunt formate în funcție de tipul de legătură polară covalentă. Disocierea moleculelor polare poate fi completă sau parțială - totul depinde de gradul de polaritate al legăturilor. În ambele cazuri (în timpul disocierii compușilor cu legături ionice și polare), se formează ioni hidratați, adică ioni legați chimic de moleculele de apă.

Fondatorul acestei viziuni asupra disocierii electrolitice a fost academicianul onorific I. A. Kablukov. Spre deosebire de teoria Arrhenius, care nu a ținut cont de interacțiunea unei substanțe dizolvate cu un solvent, I. A. Kablukov a aplicat teoria chimică a soluțiilor lui D. I. Mendeleev pentru a explica disocierea electrolitică. El a arătat că în timpul dizolvării, are loc o interacțiune chimică a substanței dizolvate cu apa, care duce la formarea de hidrați, iar apoi aceștia se disociază în ioni. I. A. Kablukov credea că numai ionii hidratați sunt conținuti într-o soluție apoasă. Acest punct de vedere este acum general acceptat. Deci, hidratarea ionică este principala cauză a disocierii. În alte soluții de electroliți, neapoase, legătura chimică dintre particulele (molecule, ioni) de substanță dizolvată și particulele de solvent se numește solvatare.

Ionii hidratați au atât un număr constant, cât și un număr variabil de molecule de apă. Un hidrat de compoziție constantă formează ioni de hidrogen H + care țin o moleculă de apă - acesta este un proton hidratat H + (H 2 O). LA literatura stiintifica se obișnuiește să-l reprezinte cu formula H 3 O + (sau OH 3 +) și să-l numim ion hidroniu.

Deoarece disocierea electrolitică este un proces reversibil, soluțiile de electroliți conțin molecule împreună cu ionii lor. Prin urmare, soluțiile electrolitice se caracterizează prin gradul de disociere (notat cu litera greacă a). Gradul de disociere este raportul dintre numărul de molecule care s-au degradat în ioni, n, și numărul total de molecule dizolvate, N:

Gradul de disociere a electrolitului se determină empiric și se exprimă în fracții de unitate sau în procente. Dacă α = 0, atunci nu există disociere, iar dacă α = 1, sau 100%, atunci electrolitul se descompune complet în ioni. Diferiți electroliți au grade diferite de disociere. Odată cu diluarea soluției, crește, iar cu adăugarea de ioni cu același nume (la fel ca ionii electroliți), scade.

Cu toate acestea, pentru a caracteriza capacitatea unui electrolit de a se disocia în ioni, gradul de disociere nu este o valoare foarte convenabilă, deoarece acesta. depinde de concentrația electrolitului. Mai mult caracteristică comună este constanta de disociere K. Poate fi derivată cu ușurință prin aplicarea legii de acțiune a masei la echilibrul de disociere a electroliților (1):

K = () / ,

unde KA este concentrația de echilibru a electrolitului și sunt concentrațiile de echilibru ale ionilor săi (vezi Echilibrul chimic). K nu depinde de concentrare. Depinde de natura electrolitului, solvent și temperatură. Pentru electroliții slabi, cu cât K (constanta de disociere) este mai mare, cu atât electrolitul este mai puternic, cu atât mai mulți ioni în soluție.

Electroliții puternici nu au constante de disociere. Formal, ele pot fi calculate, dar nu vor fi constante atunci când concentrația se schimbă.

Obiective: să formeze conceptele de electroliți și neelectroliți, ED, să dezvăluie mecanismul de disociere a substanțelor cu legături polare ionice și covalente, să introducă conceptul de „grad de disociere electrolitică” și să arate dependența acestuia de diverși factori; formularea principalelor prevederi ale TED; să formeze abilitățile elevilor de a compune ecuații de disociere;

dezvoltarea capacității de a compara, analiza și trage concluzii, abilități de autocontrol și control reciproc, abilități intelectuale;

educa o persoană competentă cu orientare practică.

Echipament: un computer, un proiector multimedia, un ecran, un dispozitiv pentru determinarea conductivității electrice a soluțiilor, trepied cu un picior și un inel, un model de aplicație „Mecanism ED”

Reactivi: dist. H2O, NaCl cr., NaOH cr., rece ca gheata acid acetic CH3COOH, C12H22O11 cr.; soluție de H 2 SO 4, pentru fiecare birou: soluții de indicatori de metil-orange, fenolftaleină, soluții de HCl, NaOH, Na 2 SO 4.

În timpul orelor

I. Moment organizatoric

II. Subiecte pentru mesaje, stabilirea obiectivelor. Reflecţie

(Inscrierea in caiet a temei lectiei)

Profesor: Vom vorbi despre cea mai uimitoare substanță a planetei noastre, fără de care nu există viață - aceasta este apa, rolul ei în dizolvarea substanțelor.

Înainte să începi să studiezi subiect nou Vreau să vă verific starea de spirit. Schițați-vă starea de spirit în foaia individuală de însoțire, care este pe birou. (Anexa 1)

III. Învățarea de materiale noi

Etapa 1 . Electroliți, neelectroliți.

Profesor: Să trecem la istoria anului 1837. În această perioadă, doi oameni de știință au lucrat la Londra în laboratorul Institutului Regal: Humphrey Davy și Michael Faraday. Au început cercetările în domeniul electricității și au introdus concepte pe care le folosim și astăzi. Devi și Faraday au efectuat experimente pentru a determina conductivitatea electrică a soluțiilor folosind un dispozitiv special, al cărui model este prezentat în fig. 126 p.193 (O.S. Gabrielyan, Chimie 8). Se compune din 2 electrozi, un bec si o priza. Când electrozii sunt coborâți în substanța de testat, dacă aceasta conduce curentul, lampa se aprinde, dacă nu conduce, nu se aprinde.

Să facem niște cercetări (Demonstrarea conductivității electrice a diferitelor substanțe folosind un dispozitiv special).

Conversație la clasă:

- Să ne amintim mai întâi în ce 2 grupe sunt împărțiți toți compușii chimici în funcție de tipul de legătură chimică?

Rezultatele experimentului sunt notate în tabelul din fișa însoțitoare. (Anexa 1)

Verificarea conductibilității electrice a apei cu un dispozitiv

Conversaţie:

Cum crezi că apa conduce electricitatea?
Ce tip de legătură chimică are apa? (Covalent slab polar)
- Care clasă compuși chimici aplica ea?
- Verificati conductibilitatea electrica cu aparatul. (nu conduce curentul).

(Notăm în tabel.)

Verificarea conductivității electrice a sării de masă NaCl cristalină.

Ce tip de legătură chimică are acest compus?
- Cărei clase aparține?
- Ce crezi, conduce NaClcr. electricitate?
- Verificați cu dispozitivul (Nu).
Acum să adăugăm apă la sare și să verificăm conductivitatea electrică a acestei soluții.
- Crezi că soluția de sare va conduce electricitatea? (Acest experiment poate fi făcut de către elev)
- De ce crezi? Vom răspunde la această întrebare puțin mai târziu. Acum să ne continuăm cercetările. etc….
Ce concluzie putem trage pe baza cercetărilor efectuate?

(Concluzie: Unele substanțe conduc curentul, în timp ce altele nu)

Profesor: Substanțele ale căror soluții conduc electricitatea se numesc electroliți,și substanțe care nu conduc curentul - neelectroliţi

Ce substanțe conduc electricitatea? ( Soluții de acizi, alcaline, săruri.)
Cu ce ​​tip de legătură chimică soluțiile de substanțe conduc curentul electric? (Ionic, covalent foarte polar)
Ce substanțe nu conduc electricitatea? (Toate substanțele cristaline, oxizii, gazele)
– Cu ce ​​tip de legătură chimică substanțele nu conduc electricitatea? (Cu covalent nepolar și ușor polar)

Etapa de reparare 1: Exercitiul 1. Sondaj Blitz:

– Formulați definițiile electroliților și neelectroliților. (Inscriere într-un caiet)
Ce tip de legătură chimică este caracteristic electroliților și neelectroliților?
Ce clase de substanțe sunt electroliții și non-electroliții?
– Unde ai întâlnit electroliți în viața ta? ( baterii în mașini)

Sarcina 2 . Alegeți din lista de substanțe electroliți și neelectroliți, determinând tipul de legătură chimică. Explicați răspunsul.

Etapa 2: Mecanismul de disociere electrolitică.

Continuarea conversației:

Ce particule pot crea curent electric într-o soluție? ( conducere h particule încărcate)
De ce și în ce condiții conduc substanțele electricitatea?

(Se descompun în ioni la dizolvare sau topire, sunt conductori de al doilea fel. Trecerea curentului are loc datorită transferului de ioni, nu de electroni. Metalele sunt conductoare de primul fel (curentul este creat de electroni liberi).

- Și ce particule încărcate pot fi în soluții, de exemplu, în substanțe cu o legătură ionică - soluție de NaCl? (ioni liberi)

Atenție: În cristale, ionii nu sunt liberi, dar sunt localizați la nodurile rețelei cristaline.

Ce se întâmplă cu un cristal când este dizolvat în apă?

– Care este rolul apei în acest proces?

(Apa interacționează cu electrolitul și se descompune în ioni sub acțiunea apei).

Să luăm în considerare mecanismul acestui proces.

Mai întâi luați în considerare structura moleculei de apă

Apa (dipol) < 104,5 0

Mesaj: Interesant despre apă... (Anexa 3)

Mecanismul de disociere electrolitică cu legătura ionică pe exemplul NaCl

Luați în considerare diagrama procesului (Fig. 127, p. 195, Chimie, 9, O.S. Gabrielyan).

– Ce se întâmplă cu dipolii de apă?

Acest proces se numește orientare. (Inscriere într-un caiet)

hidratare. (Inscriere într-un caiet)

3. În timpul hidratării, între dipoli și ioni apar forțe de atracție reciprocă, legătura chimică dintre ionii cristalului slăbește, iar ionii înconjurați de o „pătură de apă” se rup și intră în soluție.

Are loc dezintegrarea disociere.

Ionii înconjurați de apă se numesc hidratat.

Procesul de disociere poate fi simplificat astfel: NaCl = Na + + Cl -

(cationi, anioni)
Sunt simple sau complexe? (simplu)

- Deci, ce 3 procese au loc când substanțele cu o legătură ionică sunt dizolvate în apă?

1. Orientare
2. hidratare
3. disociere. Demonstrarea procesului de disociere. ( Animaţie)

Temă pentru studenți

Folosind modelul de aplicație, arătați mecanismul de disociere a unui electrolit cu o legătură ionică pe o placă magnetică și comentați-l

Mecanismul de disociere electrolitică a substanțelor cu o legătură polară covalentă folosind exemplul HCI

– Și care este mecanismul de disociere a unui electrolit cu o legătură polară covalentă?
- Luați în considerare diagrama procesului (Fig. 128, p. 196, în manual).
– Ce se întâmplă cu dipolii de apă?

1. Dipolii sunt orientați cu capetele lor negative în jurul ionilor pozitivi, iar cu capetele lor pozitive în jurul celor negativi.

Acest proces se numește orientare. (Inscriere într-un caiet)

2. Interacțiunea are loc între ionii electroliți și dipoli. Acest proces se numește hidratare. (Inscriere într-un caiet)

3. Sub acțiunea dipolilor de apă, o legătură covalentă polară este transformată într-una ionică, adică ionizare moleculele electrolitice.

4. Are loc dezintegrarea - disociere.

Procesul de disociere poate fi scris într-un mod simplificat: НCl = Н + + Cl -

Cum se numesc ionii degradați?
Sunt simple sau complexe?
- Deci, ce procese au loc atunci când substanțele cu o legătură covalentă polară sunt dizolvate în apă?

1. Orientare
2. hidratare
3. ionizare
4. disociere

Demonstrarea procesului de disociere. ( Animaţie)

Temă pentru studenți

Folosind modelul aplicației, arătați pe tabla magnetică mecanismul de disociere a unui electrolit cu o legătură polară covalentă și comentați-l

Concluzie: atunci când sunt dizolvate în apă, substanțele interacționează cu dipolii, se descompun în ioni hidratați liberi și conduc curentul electric. Hidratarea ionilor este principala cauză a disocierii electroliților.

La această concluzie a ajuns omul de știință suedez Svante Arrhenius în 1887.

Să ne întoarcem la istorie.

Profesor: Deoarece disocierea are loc în electroliți, de aceea se numește electrolitică.

Se pare că electroliții nu sunt doar soluții de acizi, săruri și alcalii, ci și topituri ale acestora.

Să formulăm definiția ED.

Vom urca scările până în vârful muntelui, subiectul lecției de astăzi.

- Ce cuvinte cheie am folosit în cercetări, concluzii?

Ce se întâmplă cu o substanță în timpul disocierii? "descompunere"

Ce substanță se descompune? "electrolit"
În ce particule se descompune electrolitul? "ioni"
– În ce condiții se dezintegrează? „atunci când se dizolvă în gen sau se topește”
- Sa o facem din nou!!!

Procesul invers de disociere se numește asociere.

- Ce sunt ionii? Completați diagrama :

Și finalizați sarcina.

Sunt ionii diferiți de atomi sau molecule? Dacă da, atunci ce?

Etapa 3: Gradul de disociere. Electroliți puternici și slabi.

Profesor: Toți electroliții conduc electricitatea în aceeași măsură? ( Nu)

- Să continuăm studiul cu acid acetic.

Demonstrație de experiență:

Profesor: Să verificăm conductivitatea electrică a acidului acetic concentrat.

Conversație la clasă:

— Ce observi? (Lumina este foarte slabă)

Concluzie: nu toți electroliții conduc electricitatea în aceeași măsură. Există electroliți puternici și slabi.

O caracteristică a rezistenței electrolitului este gradul de disociere și se notează cu α. α poate fi calculat din formula.

Pentru electroliții slabi, procesul de disociere este reversibil. HNO 2 ↔ H ++ + NO 2 -

Detaliat card de informare pe mesele dvs. din foaia însoțitoare.

– Se poate „să facem puternic pe cei slabi”, adică să creștem gradul de disociere?

De ce depinde α?

Să continuăm cercetarea (Demonstrație de experiență)

Conversație la clasă:

1. Să încălzim acidul acetic.
— Ce observi? De ce depinde α?

2. Diluați acidul cu apă, adică reduceți concentrația acestuia.
— Ce observi? De ce altceva depinde α?

Concluzie: α depinde de t, C. Dacă temperatura crește, crește și α, dacă crește concentrația, scade α.

Etapa 4: Acizi, baze de sare în termeni de DE.

Profesor: Să luăm în considerare vizual disocierea acizilor, bazelor și sărurilor și să întocmim ecuațiile pentru disocierea lor folosind exemplul schemelor model pentru ED a acizilor, alcalinelor și sărurilor

Lucrul și conversația profesorului cu clasa:

– Realizați un algoritm pentru scrierea acestor ecuații (după model).
– În ce ioni se disociază acizii?
– Formulați definiția acizilor în termeni de DE. -Care ion le va determina proprietățile?
- Demonstrați experimental că aveți acid în eprubeta nr. 1. ( Elevii efectuează experiență de laborator)
În ce ioni se disociază bazele?
– Formulați o definiție a temeiurilor în termeni de ED.
– Care ion le va determina proprietățile?
- Demonstrați experimental că aveți alcalii în eprubeta nr. 2.

(Elevii fac experiență de laborator)

În ce ioni se disociază sărurile?
– Formulați definiția sărurilor în termeni de DE.
– Care ion le va determina proprietățile? (Variat)

Etapa 5: Educație fizică pentru ochi

Acum să ne odihnim cu toții.
Închideți bine ochii
Clipește de cinci ori
Și să ne continuăm lecția
Închidem strâns ochii
Să ne amintim totul și să repetăm:
Unu, da, trei, patru, cinci
Să ne întoarcem din nou la disociere.
Adevărul este întotdeauna simplu:
Alcali, sare și acid
Treci mereu curentul
Dacă soluția lor este apă.

De ce este oxigenul
Alcool, glucoză și azot,
dizolvat in apa,
Vor trece curent pe undeva?

Pentru că substanţele
ființe neînsuflețite,
Și depind proprietățile lor,
Complex și foarte simplu
Din structura particulelor,
Microlume fără frontiere.
Și soluția, unde curentul fierbe,
Electrolitul a fost numit

Întărirea mușchilor oculari
Privește schimbarea de 8 ori
Mai aproape, apoi mai departe
te rog sa te uiti.
Salvează de oboseală
ciclul tău ochi.
Cercul 3 se rotește la stânga,
Și apoi invers!

IV. Ancorare

1. Sarcini în forma de joc, sarcini de căutare probleme pentru diapozitive.
2. Muncă independentă timp de 10 minute ( Slide)

V. Concluzii generale

Profesor: Toate cunoștințele de astăzi pot fi rezumate într-o singură teorie, care se numește teoria disocierii electrolitice (TED)

Principalele prevederi sunt formulate în rezumatul suport ( Anexa 4).

Lucrul cu o schiță de bază

1. Toate substanțele sunt împărțite în electroliți și non-electroliți. TED studiază electroliții.
2. Când este dizolvat în apă, el-you se disociază în ioni.
3. Motivul disocierii este hidratarea, adică interacțiunea electrolitului cu moleculele de apă și ruperea legăturii chimice din acesta.
4. Sub influența lui e. curentul + ionii (cationii) se deplasează la catod, iar negativul (anionii) la anod.
5. ED este reversibilă pentru electroliții slabi.
6. Nu toți electroliții se disociază în ioni în aceeași măsură. Prin urmare, ele sunt împărțite în puternice și slabe și se caracterizează prin gradul de disociere, care depinde de diverse motive.
7. Proprietăți chimice soluțiile de electroliți sunt determinate de proprietățile ionilor pe care îi formează în timpul disocierii.
8. După natura ionilor formați, se disting 3 tipuri de electroliți.

VI. Rezumând lecția. Teme pentru acasă

§35,36; ex. nr. 4,5 p.203,

Adăugarea individuală. în lucru tetra. #18, p.124, #20 p.126

Profesor: Înainte de a termina lecția, vreau să vă verific starea de spirit la sfârșitul lecției. Schițați-vă starea de spirit în foaia individuală de însoțire, care se află pe biroul dumneavoastră. (Anexa 1)

Concluzie

Ești un tânăr! Și crede în ea.
Ai deschis ușa către lumea chimiei.
Cu toții sperăm că peste cinci ani,
Poți deveni un excelent om de știință.