Электролитическая диссоциация

ТЕМА: Электролитическая диссоциация. Ионы. Катионы и анионы. Электролиты
и неэлектролиты. Электролитическая диссоциация кислот, щелочей и солей.
Сильные  и слабые электролиты. Степень диссоциации.
ТЕОРИЯ ЭЛЕКТРОЛИТИЧЕСКОЙ ДИССОЦИАЦИИ
Растворы всех веществ можно разделить на две группы: проводят электрический ток или
не проводят электрический ток.
С особенностями растворения веществ можно познакомиться экспериментально,
исследуя электропроводность растворов этих веществ с помощью прибора, изображённого
на рисунке
Пронаблюдайте  за следующим экспериментом «Изучение электрической проводимости
веществ».
Для  объяснения  особенностей  водных растворов  электролитов шведским ученым
С. Аррениусом в 1887 г. была предложена теория электролитической диссоциации.
В дальнейшем она была развита многими учеными на основе учения о строении атомов и
химической связи. Современное содержание  этой теории можно свести к следующим трем
положениям:
1. Электролиты при растворении в воде или расплавлении  распадаются (диссоциируют)
на ионы – положительно (катионы) и отрицательно (анионы) заряженные  частицы.
Ионы  находятся  в более устойчивых  электронных состояниях, чем атомы.
Они могут состоять из одного атома - это простые ионы (Na+, Mg2+, Аl3+ и т.д.) - или
из нескольких атомов - это сложные ионы (NО3-, SO2-4, РОЗ-4 и т.д.).
2.  В растворах и расплавах электролиты проводят электрический ток.
Под действием  электрического тока ионы  приобретают направленное
движение: положительно заряженные ионы  движутся к катоду, отрицатель­но
заряженные - к аноду. Поэтому первые  называются катионами, вторые - анионами.
Направленное движение ионов происходит  в результате притяжения
их противоположно
заряженными электродами.
ВЕЩЕСТВА
ЭЛЕКТРОЛИТЫ
НЕЭЛЕКТРОЛИТЫ
Электролиты – это вещества, водные растворы или расплавы которых проводят электрический ток
Неэлектролиты – это вещества, водные растворы или расплавы которых  не проводят электрический ток
Вещества с ионной химической связью или ковалентной сильнополярной химической связью – кислоты, соли, основания
Вещества с ковалентной неполярной химической связью или ковалентной слабополярной  химической связью
В растворах и расплавах образуются ионы
В растворах и расплавах не образуются ионы
3.  Диссоциация  - обратимый процесс: параллельно с распадом молекул на ионы
(диссоциация) протекает процесс соединения ионов (ассоциация).
Поэтому в уравнениях электролитической диссоциации  вместо знака равенства
ставят знак обратимости. Например, уравнение диссоциации молекулы
электролита КA на катион К+ и анион А- в общем виде записывается так:
КА ↔  K+ + A-
Рассмотрим процесс растворения электролитов в воде
В целом молекула воды не заряжена. Но внутри молекулы Н2О атомы водорода
и кислорода располагаются так, что положительные и отрицательные заряды
находятся в противоположных концах молекулы (рис. 1). Поэтому молекула воды
представляет собой диполь.

Рис. 1. Молекула воды полярна и представляет собой диполь
Растворение в воде веществ с ионной химической связью                        
(на примере хлорида натрия – поваренной соли)
Механизм электролитической диссоциации NaCl при растворении поваренной соли
в воде (рис. 2) состоит в последовательном отщеплении ионов натрия и хлора
полярными
молекулами воды. Вслед за переходом ионов Na+  и Сl–  из кристалла в раствор
происходит образование гидратов этих ионов.


Рис. 2. Механизм растворения хлорида натрия в воде:
а – ориентация молекул воды на поверхности кристалла NaCl  и отрыв иона Na+;       
      б – гидратация (окружение молекулами воды) ионов Na+ и  Сl–
Растворение в воде веществ с ковалентной сильнополярной  
химической связью
(на примере соляной кислоты)
При растворении в воде соляной кислоты (в молекулах HCl cвязь между атомами
ковалентная сильнополярная) происходит изменение характера химической связи.
Под влиянием полярных молекул воды ковалентная полярная связь превращается в ионную.
Образовавшиеся ионы остаются связанными с молекулами воды – гидратированными.
Если растворитель неводный, то ионы называют сольватированными (рис.3).

Рис. 3. Диссоциация молекул HCl на ионы в водном растворе
Основные положения:
Электролитическая диссоциация – это процесс распада электролита на ионы при
растворении его в воде или расплавлении.
Электролиты – это вещества, которые при растворении в воде или в расплавленном
состоянии распадаются на ионы.
Ионы – это атомы или группы атомов, обладающие положительным (катионы) или
отрицательным (анионы) зарядом.
Ионы отличаются от атомов как по строению, так и по свойствам
Пример 1. Сравним свойства молекулярного водорода (состоит из двух нейтральных
атомов водорода) со свойствами иона.
Атом водорода
Ион водорода
+1Н0 1s1
+1Н+ 1s0
Пример 2.  Сравним свойства атомарного и молекулярного хлора со свойствами иона.
Атом хлора
Ион хлора
 +17Cl0 1s22s22p63s23p5
+17Cl- 1s22s22p63s23p6
Атомы хлора имеют незавершённый внешний уровень, поэтому они химически очень активны, принимают электроны и восстанавливаются.
Именно поэтому газообразный хлор ядовит, при вдыхании его наступает отравление организма.
Ионы хлора имеют завершённый внешний уровень, поэтому они химически неактивны, находятся в устойчивом электронном состоянии.
Ионы хлора входят в состав поваренной соли, употребление в пищу которой не вызывает отравления организма.
Запомните!
1.     Ионы отличаются от атомов и молекул по строению и свойствам;
2.     Общий и характерный признак ионов – наличие электрических зарядов;
3.   Растворы и расплавы электролитов проводят электрический ток из-за наличия в них ионов.

Диссоциация кислот, оснований и солей в водных

растворах

С помощью теории электролитической диссоциации дают определения и описывают
свойства кислот, оснований и солей.
Диссоциация кислот
Кислотами называются электролиты, при диссоциации которых в качестве
катионов образуются только катионы водорода (H +).
Например,
HCl -> H + + Cl -
HNO 3 -> H + + NO 3 -
Многоосновные кислоты диссоциируют ступенчато :
Н3РО4 ↔ Н+ + Н2РО-4 (первая ступень) – дигидроортофосфат ион
Н2РО-4 ↔ Н+ + НРO2-4 (вторая ступень) – гидроортофосфат ион
НРО2-4 ↔ Н+ + PОЗ-4 (третья ступень) – ортофосфат ион
Диссоциация многоосновной кислоты протекает главным образом по первой ступени,
в меньшей степени по второй и лишь в незначительной степени - по третьей.
Диссоциация оснований
Основаниями называются электролиты, при диссоциации которых в качестве
анионов образуются только гидроксид-ионы (OH -).
Диссоциация щелочей
Диссоциация амфотерных оснований (амфолитов)
Вспомните!
Щёлочи – это основания, растворимые в воде.
Это основания щелочных и щелочноземельных металлов:
LiOH, NaОН, КОН, Rb ОН, С s ОН, Fr ОН и Са(ОН)2, Sr(ОН)2, Ва(ОН)2, R а(ОН)2, а также N Н4ОН		 Амфолиты - это электролиты, которые при диссоциации одновре­менно образуют катионы водорода (H +) и гидроксид-ионы ( OH -).
Примеры уравнений диссоциации щелочей
KOH -> K + + OH -;
NH 4OH ↔ NH +4 + OH -
Многокислотные основания диссоциируют ступенчато:
Ba(ОН)2 -> Bа(ОН)+ + OH- (первая ступень)
Ba(OH)+ ↔ Ba2++OH- (вторая ступень)		 Примеры уравнений диссоциации амфолитов
Н2O ↔ Н+ + ОН-
Диссоциацию амфотерного гидроксида цинка Zn(ОН)2 можно выра­зить уравнением:
2ОН- + Zn2+ + 2Н2О ↔ Zn (ОН)2 + 2Н2О ↔ [Zn(ОН)4]2-+ 2Н+
Диссоциация солей
Солями называются электролиты, при диссоциации которых образуются
катионы металлов а также катион аммония (NH+4) и анионы кислотных остатков.
Например, диссоциация средних солей :
(NH4)2SO4 -> 2NH+4+ SO2-4;
Na3PO 4 -> 3 Na + + PO 3- 4
Кислые же и основные соли диссоци­ируют ступенчато:
Например,
Диссоциация кислых солей
Диссоциация основных солей
У кислых солей вначале отщепляются ионы металлов, а затем катионы водорода.
KHSO4 -> K + + HSO -4
HSO -4 ↔ H + + SO 2-4
У основных солей вначале отщепляются кислотные остатки, а затем гидроксид-ионы.
Mg( OH )Cl -> Mg( OH )++ Cl -
Mg ( OH )+↔ Mg2+ + OH-
Тренажёр №2 - Катионы и анионы
Интерактивная таблица - «Анионы некоторых кислот»
ЗАДАНИЕ ДЛЯ ЗАКРЕПЛЕНИЯ
№1. Используя таблицу растворимости солей, кислот, оснований напишите уравнения
диссоциации следующих веществ:
HF, Mg(OH)2, CaCl2, Zn(NO3)2,Ba(OH)2, K2SO4, H2SiO3, FeI3, NiCl2, H3PO4
№2.
Используя таблицу растворимости солей, кислот, оснований напишите уравнения
диссоциации следующих веществ:
Ca(OH)2 ; Na2CO3 ;Na3PO4  ;HNO3 ;KOH ; Ba(OH)2 ; H2SO3 ; Ca(NO3)2 ; Ca3(PO4)2 ;H2S ;NaOH
;HBr


Степень электролитической диссоциации
Поскольку электролитическая диссоциация - процесс обратимый, то в растворах электролитов
наряду с их ионами присутствуют и молекулы. Другими словами, различные электролиты,
согласно теории С. Аррениуса, диссоциируют на ионы в различной степени. Полнота распада
(сила электролита) характеризуется количественной величиной – степенью диссоциации.
Степень диссоциации (α – греческая буква альфа) -  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. Если же α = 20%, то это означает, что из
100 молекул данного электролита 20 распалось на ионы.
Степень диссоциации зависит от природы электролита и растворителя, от концентрации
электролита, температуры.
1.     Зависимость степени диссоциации от природы:  чем полярнее химическая связь
в молекуле электролита и растворителя, тем  сильнее выражен процесс диссоциации
электролита на ионы и тем выше значение степени диссоциации.
2.     Зависимость степени диссоциации от концентрации  электролита:  с уменьшением
концентрации электролита, т.е. при разбавлении его водой, степень диссоциации всегда
увеличивается.
3.     Зависимость степени диссоциации от температуры:  степень диссоциации
возрастает при повышении температуры (повышение температуры приводит к
увеличению кинетической энергии растворённых частиц, что способствует распаду
молекул на ионы).
Сильные и слабые электролиты
В зависимости от степени диссоциации различают электролиты сильные и слабые.
Электролиты со степенью диссоциации больше 30% обычно называют сильными, со
степенью диссоциации от 3 до 30% — средними, менее 3% — слабыми электролитами.
Классификация электролитов в зависимости от степени электролитической
диссоциации (памятка)
Классификация электролитов
Сильные электролиты
Средние электролиты
Слабые электролиты
Значение степени диссоциации (α)
α>30%
3%≤α≤30%
α<3%
Примеры
1. Растворимые соли;
2. Сильные кислоты (НСl, HBr, HI, НNО3, НClO4, Н2SO4(разб.));
3. Сильные основания – щёлочи.
H3PO4
H2SO3
1. Почти все органические кислоты (CH3COOH, C2H5COOH и др.);
2. Некоторые неорганические кислоты (H2CO3, H2S и др.);
3. Почти все малорастворимые в воде соли, основания и гидроксид аммония (Ca3(PO4)2; Cu(OH)2; Al(OH)3; NH4OH);
4. Вода.


Комментариев нет:

Отправить комментарий

Подписаться на: Сообщения (Atom)