Конспект уроку з хімії: "Електролітична дисоціація. Водневий показник. Реакції іонного обміну". Посібник-репетитор з хімії Робота 2 електролітична дисоціація реакції іонного обміну

В ході уроку ми вивчимо тему «Електролітична дисоціація. Реакції іонного обміну ». Розглянемо теорію електролітичноїдисоціації і познайомимося з визначенням електролітів. Познайомимося з фізичної та хімічної теорією розчинів. Розглянемо в світлі теорії електролітичної дисоціації визначення підстав, кислот і солей, а також навчимося складати рівняння реакцій іонного обміну і дізнаємося про умови їх незворотності.

Тема: Розчини й їх концентрація, дисперсні системи, електролітична дисоціація

Урок: Електролітична дисоціація. Реакції іонного обміну

1. Фізична і хімічна теорія розчинів

Ще на зорі вивчення електричних явищ вчені помітили, що струм можуть проводити не тільки метали, а й розчини. Але не всякі. Так, водні розчини кухонної солі та інших солей, розчини сильних кислот і лугів добре проводять струм. Розчини оцтової кислоти, вуглекислого і сірчистого газу проводять його набагато гірше. А ось розчини спирту, цукру і більшості інших органічних сполук зовсім не проводять електричний струм.

Електричний струм - це спрямоване рух вільних заряджених частинок. В металах такий рух здійснюється за рахунок відносно вільних електронів, електронного газу. Але не тільки метали здатні проводити електричний струм.

електроліти - це речовини, розчини або розплави яких проводять електричний струм.

неелектролітів - це речовини, розчини або розплави яких не проводять електричний струм.

Для опису електропровідності деяких розчинів необхідно розуміти, що таке розчин. До кінця XIX століття існувало 2 основних теорії розчинів:

· Фізична. Відповідно до цієї теорії, розчин - це чисто механічна суміш компонентів, і ніякого взаємодії між частинками в ньому немає. Вона добре описувала властивості електролітів, але мала певні складності в описі розчинів електролітів.

· Хімічна. Відповідно до цієї теорії, при розчиненні відбувається хімічна реакція між розчиняється речовини і розчинником. Це підтверджується наявністю теплового ефекту при розчиненні, а також зміною кольору. Наприклад, при розчиненні білого безводного сульфату міді утворюється насичений синій розчин.

Істина виявилася між двома цими крайніми точками. А саме, в розчинах протікає і хімічний та фізичний процес.

Мал. 1. Сванте Арреніус

У 1887 році шведський фізико - хімік Сванте Арреніус (Рис. 1), досліджуючи електропровідність водних розчинів, висловив припущення, що в таких розчинах речовини розпадаються на заряджені частинки - іони, які можуть пересуватися до електродів - негативно зарядженого катода і позитивно зарядженого анода.

Це і є причина електричного струму в розчинах. Даний процес отримав назву електролітичноїдисоціації (дослівний переклад - розщеплення, розкладання під дією електрики). Таку назву також передбачає, що дисоціація відбувається під дією електричного струму. Подальші дослідження показали, що це не так: іони є тільки переносниками зарядів в розчині і існують в ньому незалежно від того, проходить через розчин струм чи ні. За активної участі Сванте Арреніуса була сформульована теорія електролітичноїдисоціації, яку часто називають на честь цього вченого. Основна ідея цієї теорії полягає в тому, що електроліти під дією розчинника мимовільно розпадаються на іони. І саме ці іони є носіями заряду і відповідають за електропровідність розчину.

2. Основні положення теорії електролітичної дисоціації

1. Електроліти в розчинах під дією розчинника мимовільно розпадаються на іони. Такий процес називається електролітичної дисоціацією. Дисоціація також може проходити при розплавленні твердих електролітів.

2. Іони відрізняються від атомів за складом і властивостями. У водних розчинах іони знаходяться в гідратованому стані. Іони в гідратованому стані відрізняються за властивостями від іонів в газоподібному стані речовини. Це пояснюється так: в іонних з'єднаннях вже спочатку присутні катіони і аніони. При розчиненні молекула води починає підходити до заряджених іонів: позитивним полюсом - до негативного іона, негативним полюсом - до позитивного. Іони називаються гідратованими (рис. 2).

3. У розчинах або розплавах електролітів іони рухаються хаотично, але при пропущенні електричного струму іони рухаються направлено: катіони - до катода, аніони - до анода.

3. Підстави, кислоти, солі в світлі теорії електролітичної дисоціації

У світлі теорії електролітичної дисоціації можна дати визначення підстав, кислот і солей як електролітів.

Основи- це електроліти, в результаті дисоціації яких у водних розчинах утворюється тільки один вид аніонів: гідроксид-аніон: OH-.

NaOH ↔ Na + + OH-

Дисоціація підстав, що містять кілька гідроксильних груп, відбувається поступово:

Ba (OH) 2↔ Ba (ОН) + + OH- Перша ступінь

Ba (OH) + ↔ Ba2 + + 2OH- Другий ступінь

Ba (OH) 2↔ Ba2 + + 2 OH- Сумарне рівняння

кислоти - це електроліти, в результаті дисоціації яких у водних розчинах утворюється тільки один вид катіонів: H +. Іоном водню називають саме гідратований протон і позначають H3O +, але для простоти записують H +.

HNO3↔ H + + NO3-

Багатоосновні кислоти дисоціюють ступінчасто:

H3PO4↔ H + + H2PO4- Перший ступінь

H2PO4- ↔ H + + HPO42- Другий ступінь

HPO42-↔ H + + PO43- Третій ступінь

H3PO4↔ 3H + + PO43-Сумарне рівняння

солі - це електроліти, діссоцірующіе у \u200b\u200bводних розчинах на катіони металу і аніони кислотного залишку.

Na2SO4 ↔ 2Na + + SO42-

Середні солі - це електроліти, диссоциирующие у водних розчинах на катіони металу або катіони амонію і аніони кислотного залишку.

Основні солі - це електроліти, диссоциирующие у водних розчинах на катіони металу, гідроксид аніони і аніони кислотного залишку.

кислі солі - це електроліти, диссоциирующие у водних розчинах на катіони металу, катіони водню і аніони кислотного залишку.

подвійні солі - це електроліти, диссоциирующие у водних розчинах на катіони декількох металів і аніони кислотного залишку.

KAl (SO4) 2↔ K + + Al3 + + 2SO42

змішані солі - це електроліти, диссоциирующие у водних розчинах на катіони металу і аніони декількох кислотних залишків

4. Сильні і слабкі електроліти

Електролітична дисоціація в тій чи іншій мірі - процес оборотний. Але при розчиненні деяких з'єднань рівновагу дисоціації в значній мірі зміщено в бік діссоцііруемой форми. У розчинах таких електролітів дисоціація протікає практично незворотнім. Тому при написанні рівнянь дисоціації таких речовин пишеться або знак рівності або пряма стрілка, що позначає, що реакція відбувається практично незворотнім. Такі речовини називають сильнимиелектролітами.

слабкими називаються електроліти, в яких дисоціація відбувається незначно. При написанні використовують знак оборотності. Табл. 1.

Для кількісної оцінки сили електроліту введено поняття ступеня електролітичноїдисоціації.

Силу електроліту можна охарактеризувати і за допомогою константи хімічної рівноваги дисоціації. Називається вона константа дисоціації.

Фактори, що впливають на ступінь електролітичноїдисоціації:

· Природа електроліту

· Концентрація електроліту в розчині

· Температура

При збільшенні температури і розведенні розчину ступінь електролітичноїдисоціації збільшується. Тому оцінити силу електроліту можна, тільки порівнювання їх при однакових умовах. За стандарт прийнята t \u003d 180С і з \u003d 0,1 моль / л.

5. Реакції іонного обміну

Суть реакції в розчинах електролітів виражається іонним рівнянням. У ньому враховується той факт, що в одному розчині електроліти присутні у вигляді іонів. А слабкі електроліти і недіссоцііруемие речовини записуються в діссоцііруемой на іони формі. Розчинність електроліту в воді не можна використовувати як критерій його сили. Багато нерозчинні в воді солі, є сильними електролітами, але концентрація іонів в розчині виявляється дуже низькою саме внаслідок їх низької розчинності. Саме тому при написанні рівнянь реакцій за участю таких речовин їх прийнято записувати в недиссоциированной формі .

Реакції в розчинах електролітів протікають в напрямку зв'язування іонів.

Існує кілька форм зв'язування іонів:

1. Утворення осаду

2. Виділення газу

3. Освіта слабкого електроліту.

· 1. Утворення осаду:

BaCl2 + Na2CO3 → BaCO3 ↓ + 2NaCl.

Ba2 ++ 2Cl - + 2Na ++ CO32- → BaCO3 ↓ + 2Na ++ 2Cl- повне іонне рівняння

Ba2 + + CO32- → BaCO3 ↓ скорочене іонне рівняння.

Скорочена іонне рівняння показує, що при взаємодії будь-якого розчинної сполуки, що містить іон Ba2 +, з сполукою, що містить карбонат-аніон CO32-, в результаті вийде нерозчинний осад BaCO3 ↓.

· 2. Виділення газу:

Na2CO3 + H2SO4 → Na2SO4 + H2O + CO2 &

ЗАНЯТТЯ 9 10-й клас (Перший рік навчання)

Теорія електролітичноїдисоціації. Реакції іонного обміну План

1. Електроліти і неелектролітів.

2. Теорія електролітичноїдисоціації (ТЕД) С.А.Арреніуса.

3. Механізм електролітичноїдисоціації електролітів з іонним і ковалентним полярної зв'язком.

4. Ступінь дисоціації.

5. Кислоти, підстави, амфотерні гідроксиди, солі з точки зору ТЕД.

6. Значення електролітів для живих організмів.

7. Дисоціація води. Іонний добуток води. Водневий показник. Середовища водних розчинів електролітів. Індикатори.

8. Реакції іонного обміну і умови їх протікання.

За здатністю проводити електричний струм у водному розчині або розплаві все речовини можна розділити на електроліти і неелектролітів.

електроліти - це речовини, розчини або розплави яких проводять електричний струм; в електролітах (кислоти, солі, луги) є іонні або полярні ковалентні зв'язки.

неелектролітів - це речовини, розчини або розплави яких не проводять електричний струм; в молекулах неелектролітів (органічні речовини, гази, вода) зв'язку ковалентні неполярні або малополярние.

Для пояснення електропровідності розчинів і розплавів електролітів Арреніус в 1887 р створив теорію електролітичноїдисоціації, Основні положення якої звучать таким чином.

1. Молекули електролітів в розчині або розплаві піддаються дисоціації (розпадаються на іони). Процес розпаду молекул електролітів на іони в розчині або розплаві називається електролітичної дисоціацією. Іони - це частинки, що мають заряд. Позитивно заряджені іони - катіони, Негативно заряджені - аніони. Властивості іонів відрізняються від властивостей відповідних нейтральних атомів, що пояснюється різним електронним будовою цих частинок.

2. У розчині або розплаві іони рухаються хаотично. Однак при пропущенні через розчин або розплав електричного струму рух іонів стає впорядкованим: катіони рухаються до катода (негативно зарядженого електроду), а аніони - до анода (позитивно зарядженого електроду).

3. Дисоціація - оборотний процес. Одночасно з дисоціацією йде асоціація - процес утворення молекул з іонів.

4. Загальна сума зарядів катіонів в розчині або розплаві дорівнює загальній сумі зарядів аніонів і протилежна за знаком; розчин в цілому електронейтрален.

Головною причиною дисоціації в розчинах з полярним розчинником є \u200b\u200bсольватация іонів (в разі водних розчинів - гідратація). Дисоціація іонних з'єднань у водному розчині протікає повністю (KCl, LiNO 3, Ba (OH) 2 та ін.). Електроліти з полярним ковалентним зв'язком можуть диссоциировать частково або повністю залежно від величини полярності зв'язку (H 2 SO 4, HNO 3, HI і ін.). У водному розчині утворюються гідратовані іони, але для простоти запису в рівняннях зображуються іони без молекул води:

Одні електроліти дисоціюють повністю, інші - частково. Для характеристики дисоціації вводиться поняття ступінь електролітичноїдисоціації . Велічінапоказивает відношення числа диссоциированного молекул n до числа розчинених молекул N електроліту в розчині:

= n/N.

Ступінь дисоціації збільшується при розведенні розчину і при підвищенні температури розчину. Залежно від ступеня дисоціації електроліти діляться на сильні, середньої сили і слабкі. Сильні електроліти практично повністю дисоціюють в розчині, їх ступінь дисоціації більше 30% і прагне до 100%. До середніх електролітів належать електроліти, ступінь дисоціації яких коливається в межах від 3% до 30%. Ступінь дисоціації слабких електролітів менше 3%. До сильних електролітів належать солі, сильні кислоти, луги. До слабких - слабкі кислоти, нерозчинні підстави, гідроксид амонію, вода.

З точки зору теорії електролітичної дисоціації можна дати визначення речовин різних класів.

кислоти - це електроліти, що утворюють при дисоціації катіони водню і аніони кислотного залишку. Число ступенів дисоціації залежить від основності кислоти, наприклад:

HCl H + + Cl -,

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

Основи - це електроліти, диссоциирующие на катіони металу і аніони гідроксигруп. Число ступенів дисоціації залежить від кислотності підстави, наприклад:

NaOH Na + + 2OH -,

Ca (OH) 2 CaOH + + OH - Ca 2+ + 2OH -.

амфотерні гідроксиди - це слабкі електроліти, які при дисоціації утворюють як катіони водню, так і аніони гідроксигрупи, наприклад:

Zn (OH) 2 ZnOH + + OH - Zn 2+ + 2OH -,

H 2 ZnO 2 H + + HZnO 2 - 2H + + ZnO 2 2.

Середні солі - це електроліти, диссоциирующие на катіони металу і аніони кислотного залишку, наприклад:

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

кислі солі - це електроліти, диссоциирующие на катіони металу і складні аніони, до складу яких входять атоми водню і кислотний залишок, наприклад:

NaНСO 3 Na + + НСO 3 -.

Основні солі - це електроліти, диссоциирующие на аніони кислотного залишку і складні катіони, що складаються з атомів металу і гідроксигруп, наприклад:

Сu (OН) Сl CuОН + + Сl -.

комплексні солі - це електроліти, що утворюють при дисоціації складні комплексні іони, які досить стійкі у водних розчинах, наприклад:

K 3 3K + + 3.

Електроліти є складовою частиною рідин і тканин живих організмів. Для нормального протікання фізіологічних і біохімічних процесів необхідні катіони натрію, калію, кальцію, магнію, водню, аніони хлору, сульфат-іони, гідрокарбонат-іони, гідроксид-іони і ін. Концентрації цих іонів в організмі людини різні. Так, наприклад, концентрації іонів натрію і хлору досить значні і щодня поповнюються. Концентрації іонів водню і гідроксид-іонів дуже малі, але грають велику роль в життєвих процесах, сприяючи нормальному функціонуванню ферментів, обміну речовин, перетравлювання їжі і т.д.

дисоціація води.

Водневий показник

Вода є слабким амфотерним електролітом. Рівняння дисоціації води має вигляд:

Н 2 O Н + + ОН -

2Н 2 O Н 3 О + + ОН -.

Концентрація протонів і гідроксид-іонів у воді однакова і становить 10 -7 моль / л при 25 ° С.

Твір концентрацій іонів водню і гідроксид-іонів називається іонним твором води і при 25 ° С становить 10 -14.

Середу будь-якого водного розчину можна охарактеризувати концентрацією іонів Н + або ОН -. Розрізняють нейтральну, кислу і лужну середовища розчинів.

У нейтральному середовищі розчину:

10 -7 моль / л,

в кислому середовищі розчину:

\u003e, Тобто \u003e 10 -7 моль / л,

в лужному середовищі розчину:

\u003e, Тобто \u003e 10 -7 моль / л.

Для характеристики середовища розчину зручно користуватися водневим показником рН (табл. 1, см. С. 14). Водневий показник - це негативний десятковий логарифм концентрації іонів водню:

рН \u003d -lg.

Урок: Електролітична дисоціація. Водневий показник. Реакції іонного обміну
цілі: систематизувати знання учнів про електролітичноїдисоціації. Показати науковий подвиг основоположників теорії. Показати залежність властивостей речовин від їх будови. Привести отримані учнями знання з теми в єдину систему.
завдання: Удосконалювати вміння та навички складання рівнянь дисоціації, іонних рівнянь, рівнянь гідролізу. Сформувати вміння передбачати середу розчинів різних солей. Систематизувати знання учнів про гідролізі органічних речовин. Розвинути здатність спостерігати, аналізувати і робити висновки.
Устаткування і реактиви : Мультимедиапроектор, комп'ютер.

Хід уроку

організаційний момент

Актуалізація опорних знань:

Учні дають відповідь за планом:
- Що таке електрична провідність розчинів?
- Електролітична дисоціація солей, підстав і кислот.
- Механізм електролітичної дисоціації речовин з іонним зв'язком.

Підведення до вивчення нової теми:- Чому розчини кислот, солей і лугів проводять електричний струм?

Чому температура кипіння розчину електроліту завжди буде вище, ніж температура кипіння розчину не електроліту тієї ж концентрації?

Вивчення нового матеріалу:

1. Поняття електролітична дисоціація

У 1887 році шведський фізико -хімік Сванте Арреніус, досліджуючи електропровідність водних розчинів, висловив припущення, що в таких розчинах речовини розпадаються на заряджені частинки - іони, які можуть пересуватися до електродів - негативно зарядженого катода і позитивно зарядженого анода.

Це і є причина електричного струму в розчинах. Даний процес отримав назвуелектролітичноїдисоціації (Дослівний переклад - розщеплення, розкладання під дією електрики). Таку назву також передбачає, що дисоціація відбувається під дією електричного струму. Подальші дослідження показали, що це не так: іони є толькопереносчікамі зарядів в розчині і існують в ньому незалежно від того, проходить черезраствор ток чи ні. За активної участі Сванте Арреніуса була сформульована теорія електролітичноїдисоціації, якою часто називають на честь цього вченого. Основна ідея цієї теорії полягає в тому, що електроліти під дією розчинника мимовільно розпадаються на іони. І саме ці іони є носіями заряду і відповідають за електропровідність розчину.

Електричний струм - це спрямоване рух вільних заряджених частинок. Ви вже знаєте, що розчини і розплави солей і лугів електропровідні, так як складаються не з нейтральних молекул, а з заряджених частинок - іонів. При розплавленні або розчиненні іони стаютьвільними переносниками електричного заряду.

Процес розпаду речовини на вільні іони при його розчиненні або розплавлення називають електролітичної дисоціацією.

2. Сутність процесу електролітичноїдисоціації солей

Сутність електролітичноїдисоціації полягає в тому, що іони стають вільними під впливом молекули води. Рис.1. Процес розпаду електроліту на іони відображають за допомогою хімічного рівняння. Запишемо рівняння дисоціації хлориду натрію і броміду кальцію. При дисоціації одного благаючи хлориду натрію утворюються один моль катіонів натрію і один моль хлорид - аніонів.NaCl ⇄ Na + + Cl-

При дисоціації одного благаючи броміду кальцію утворюється один моль катіонів натрію і два благаючи бромід - аніонів.

CaBr2 ⇄ Ca2 + + 2Br-

Зверніть увагу: оскільки в лівій частині рівняння записана формула електронейтральної частки, то сумарний заряд іонів має дорівнювати нулю.

висновок : При дисоціації солей утворюються катіони металу і аніони кислотного залишку.

3. Сутність процесу електролітичноїдисоціації лугів

Розглянемо процес електролітичноїдисоціації лугів. Запишемо рівняння дисоціації в розчині гідроксиду калію і гідроксиду барію.

При дисоціації одного благаючи гідроксиду калію утворюються один моль катіонів калію і один моль гідроксид-аніонів.KOH ⇄ K + + OH-

При дисоціації одного благаючи гідроксиду барію утворюються один моль катіонів барію і два благаючи гідроксид - аніонів.Ba (OH) 2 ⇄ Ba2 + + 2 OH-

висновок: при електролітичноїдисоціації лугів утворюються катіони металу і гідроксид - аніони.

Нерозчинні у воді підстави практично не піддаються електролітичноїдисоціації, так як у воді вони нерозчинні, а при нагріванні - розкладаються, так що розплав їх отримати не вдається.

4. Сутність процесу електролітичноїдисоціації кислот

Розглянь процес електролітичноїдисоціації кислот. Молекули кислот утворені ковалентного полярної зв'язком, а значить, кислоти складаються з іонів, а з молекул.

Виникає питання - як же тоді кислота дисоціює, т. Е як в кислотах утворюються вільні заряджені частинки? Виявляється, іони утворюються в розчинах кислот саме при розчиненні.

Розглянемо процес електролітичноїдисоціації хлороводню у воді, але для цього запишемо будова молекул хлороводню і води. Обидві молекули утворені ковалентного полярної зв'язком. Електронна щільність в молекулі хлороводню зміщена до атому хлору, а в молекулі води - до атому кисню. Молекула води здатна відірвати катіон водню від молекули хлороводню, при цьому утворюється катіон гидроксония Н3О +.

Тоді рівняння дисоціації хлороводню виглядає так:HCl ⇄ H + + Cl-

5. Ступенева дисоціація кислот

Ступінчаста дисоціація сірчаної кислоти

Розглянь процес електролітичноїдисоціації сірчаної кислоти. Сірчана кислота дисоціює ступінчасто, в дві стадії.

I-я стадія дисоціації

На першій стадії відривається один катіон водню і утворюється гидросульфат-аніон.

H2SO4 ⇄ H + + HSO4-

гидросульфат-аніон.

II - я стадія дисоціації

На другій стадії відбувається подальша дисоціація гидросульфат - аніонів.HSO4- ⇄ H + + SO42-

Ця стадія є оборотною, тобто, що утворюються сульфат - іони можуть приєднувати до себе катіони водню і перетворюватися в гидросульфат - аніони. Це показано знаком оборотності.

Існують кислоти, які навіть на першій стадії диссоциируют в повному обсязі - такі кислоти є слабкими. Наприклад, вугільна кислота Н2СО3.

Водневий показник характеризує концентрацію вільних іонів водню у воді.

Для зручності відображення був введений спеціальний показник, названий рН і представляє собою логарифм концентрації іонів водню, узятий з оберненим знаком, тобто pH \u003d -log.

Якщо говорити простіше, то величина рН визначається кількісним співвідношенням у воді іонів Н + і ОН - , Що утворюються при дисоціації води. Якщо у воді знижений вміст вільних іонів водню (рН\u003e 7) у порівнянні з іонами ОН - , То вода буде мати лужну реакцію, а при підвищеному вмісті іонів Н + (рН<7)- кислую. В идеально чистой дистиллированной воде эти ионы будут уравновешивать друг друга. В таких случаях вода нейтральна и рН=7. При растворении в воде различных химических веществ этот баланс может быть нарушен, что приводит к изменению уровня рН.

Рефлексія: скласти сінквейн

Д / З:

Підбиття підсумку уроку

На цьому уроці ви дізналися, що розчини кислот, солей і лугів електропровідні, так як при їх розчиненні утворюються заряджені частинки - іони. Такий процес називається електролітичної дисоціацією. При дисоціації солей утворюються катіони металу і аніони кислотних залишків. При дисоціації лугів утворюються катіони металу і гідроксид-аніони. При дисоціації кислот утворюються катіони водню і аніони кислотного залишку.

Електричний струм - це спрямоване рух вільних заряджених частинок . В металах такий рух здійснюється за рахунок відносно вільних електронів, електронного газу. Але не тільки метали здатні проводити електричний струм.

Електроліти - це речовини, розчини або розплави яких проводять електричний струм.

Неелектролітів - це речовини, розчини або розплави яких не проводять електричний струм.

Для опису електропровідності деяких розчинів необхідно розуміти, що таке розчин. До кінця XIX століття існувало 2 основних теорії розчинів

· фізична. Відповідно до цієї теорії розчин-це чисто механічна суміш компонентів і ніякого взаємодії між частинками в ньому немає. Вона добре описувала властивості електролітів, але мала певні складності в описі розчинів електролітів.

· Хімічна. Відповідно до цієї теорії при розчиненні відбувається хімічна реакція між розчиняється речовини і розчинником. Це підтверджується наявністю теплового ефекту при розчиненні, також зміною кольору. Наприклад, при розчиненні білого безводного сульфату міді, утворюється насичений синій розчин.

Істина виявилася між двома цими крайніми точками. А саме , В розчинах протікає і хімічний та фізичний процес.

У 1887 році шведський фізико - хімік Сванте Арреніус, досліджуючи електропровідність водних розчинів, висловив припущення, що в таких розчинах речовини розпадаються на заряджені частинки - іони, які можуть пересуватися до електродів - негативно зарядженого катода і позитивно зарядженого анода.

Це і є причина електричного струму в розчинах. Даний процес отримав назву електролітичноїдисоціації (Дослівний переклад - розщеплення, розкладання під дією електрики). Таку назву також передбачає, що дисоціація відбувається під дією електричного струму. Подальші дослідження показали, що це не так: іони є тількипереносниками зарядів в розчині і існують в ньому незалежно від того, проходить черезрозчин струм чи ні.За активної участі Сванте Арреніуса була сформульована теорія електролітичноїдисоціації, якою часто називають на честь цього вченого. Основна ідея цієї теорії полягає в тому, що електроліти під дією розчинника мимовільно розпадаються на іони. І саме ці іони є носіями заряду і відповідають за електропровідність розчину.

1. Електроліти в розчинах під дією розчинника мимовільно розпадаються на іони. Такий процес називається електролітичної дисоціацією. Дисоціація також може проходити при розплавленні твердих електролітів.

2. Іони відрізняються від атомів за складом і властивостями. У водних розчинах іони знаходяться в гідратованому стані. Іони в гідратованому стані відрізняються за властивостями від іонів в газоподібному стані речовини. Це пояснюється так: іонних з'єднаннях вже спочатку присутні катіони і аніони. При розчиненні, молекула води починає підходити до заряджених іонів - позитивним полюсом до негативного іона, негативним полюсом - до позитивного. Іони називаються гідратованими.

У світлі теорії електролітичної дисоціації, можна дати визначення підстав, кислот і солей як електролітів.

Основи- це електроліти, в результаті дисоціації яких у водних розчинах, утворюється тільки один вид аніонів: гідроксид-аніон: OH -

NaOH ↔ Na + + OH -

Дисоціація підстав, що містять кілька гідроксильних груп, відбувається поступово.

Ba (OH) 2 ↔ Ba (ОН) + + OH - Перший ступінь

Ba (OH) + ↔ Ba 2+ + 2OH - Другий ступінь

Ba (OH) 2 ↔ Ba 2+ + 2 OH - Сумарне рівняння

кислоти- це електроліти, в результаті дисоціації яких у водних розчинах, утворюється тільки один вид катіонів: H +, Іоном водню називають саме гідратований протон і позначають H 3 O +, але для простоти записують H +

HNO 3 ↔ H + + NO 3 -

Багатоосновні кислоти дисоціюють ступінчасто

H 3 PO 4 ↔ H + + H 2 PO 4 - Перший ступінь:

H 2 PO 4 - ↔ H + + HPO 4 2- Другий ступінь:

HPO 4 2- ↔ H + + PO 4 3- Третій ступінь:

H 3 PO 4 ↔ 3H + + PO 4 3- Сумарне рівняння

солі- це електроліти, що дислокується у водних розчинах на катіони металу і аніони кислотного залишку.
Na 2 SO 4 ↔ 2Na + + SO 4 2-

Середні солі це електроліти, диссоциирующие у водних розчинах на катіони металу або катіони амонію, і аніони кислотного залишку.

Основні солі - це електроліти, диссоциирующие у водних розчинах на катіони металу, гідроксид аніони і аніони кислотного залишку.

кислі солі це електроліти, диссоциирующие у водних розчинах на катіони металу, катіони водню і аніони кислотного залишку.

подвійні солі - це електроліти, диссоциирующие у водних розчинах на катіони декількох металів і аніони кислотного залишку.

KAl (SO 4) 2 ↔ K + + Al 3 + 2SO 4 2

змішані солі - це електроліти, диссоциирующие у водних розчинах на катіони металу і аніони декількох кислотних залишків

Електролітична дисоціація в тій чи іншій мірі процес оборотний. Але при розчиненні деяких з'єднань рівновагу дисоціації в значній мірі зміщено в бік діссоцііруемой форми. У розчинах таких електролітів дисоціація протікає практично незворотнім. Тому при написанні рівнянь дисоціації таких речовин пишеться або знак рівності або пряму стрілку, що позначає, що реакція відбувається практично незворотнім. Такі речовини називають сильними електролітами.

слабкими називаються електроліти, в яких дисоціація відбувається незначно. При написанні використовують знак обратімості.Таб.1.

Для кількісної оцінки сили електроліту введено поняття ступеня електролітичної дисоціації .

Силу електроліту можна охарактеризувати і за допомогою константи хімічної рівноваги дисоціації. Називається константа дисоціації.

Фактори, що впливають на ступінь електролітичноїдисоціації:

· Природа електроліту

· Концентрація електроліту в розчині

· Температура

При збільшенні температури і розведенні розчину, ступінь електролітичноїдисоціації збільшується. Тому оцінити силу електроліту можна тільки порівнювання їх при однакових умовах. За стандарт прийнята t \u003d 18 0 С і з \u003d 0,1 моль / л.

сильних електролітів

слабкого електроліту

Ступінь дисоціації при 18 0 С в розчинах з концентрацією електроліту 0,1 моль / л близька до 100% .діссоцііруют практично незворотнім.

Ступінь дисоціації при 18 0 С в розчинах з концентрацією електроліту 0,1 моль / л значно менше 100% .Діссоцііація необоротна.

· Деякі неорганічні кислоти (НNO 3, HClO 4, HI, HCl, HBr, H 2 SO 4)

· Гідроксиди металів, крім IA і IIAгрупп, розчин аміаку

· Багато неорганічні кислоти (H 2 S, HCN, HClO, HNO 2)

· Органічні кислоти (HCOOH, CH 3 COOH)

Реакції в розчинах електролітів протікають в напрямку зв'язування іонів.

Існує кілька форм зв'язування іонів.

1. Утворення осаду

2. Виділення газу

3. Освіта слабкого електроліту.

· 1. Утворення осаду:

BaCl 2 + Na 2 CO 3 → BaCO 3 ↓ + 2NaCl.

Ba 2 + 2Cl - + 2Na + + CO 3 2- → BaCO 3 ↓ + 2Na + + 2Cl - повне іонне рівняння

Ba 2 + CO 3 2- → BaCO 3 ↓ скорочене іонне рівняння.

Скорочена іонне рівняння показує, що при взаємодії будь-якого розчинної сполуки, що містить іон Ba 2+ з сполукою, що містить карбонат аніон CO 3 2, - в результаті вийде нерозчинний осад BaCO 3 ↓.

· 2. Виділення газу.

Na 2 CO 3 + H 2 SO 4 → Na 2 SO 4 + H 2 O + CO 2

2Na + + CO 3 2- + 2H + + SO 4 2 - → 2Na + + SO 4 2 - + H 2 O + CO 2 повне іонне рівняння

2H + + CO 3 2- → H 2 O + CO 2 скорочене іонне рівняння.

· 3. Освіта слабкого електроліту

KOH + HBr → KBr + H 2 O

K + + OH - + H + + Br - → K + + Br - + H 2 O повне іонне рівняння

OH - + H + → H 2 O скорочене іонне рівняння.

Розглядаючи ці приклади, ми переконалися, що всі реакції в розчинах електролітів відбуваються в напрямі зв'язування іонів.

Мета роботи. Набути навичок складання молекулярних і іонного рівнянь реакцій, що протікають в розчинах електролітів. Нау- читься визначати напрямок протікання іонних реакцій.

При розчиненні деяких речовин у воді (або інших поляр- них розчинниках) під впливом молекул розчинника проис- ходить розпад молекул даної речовини на іони. В результаті цього процесу розчин містить не тільки молекули розчинника і рас творіння речовини, але і іони, що утворилися. Розчини речовин, які при розчиненні у воді або інших полярних розчинниках розпадаються на іони, називаються електролітами.

Процес розпаду молекул розчиненої речовини (електролі- та) на іони під дією полярних молекул розчинника називаючи- ється електролітичної дисоціацією.

Розчини електролітів мають іонної електропровідністю (в перенесенні електричних зарядів беруть участь іони) і є про- водників другого роду.

Кількісною характеристикою процесу розпаду растворенно- го речовини на іони є ступінь електролітичної діссоціа- ції - α. Ступенем дисоціації називається відношення числа молекул розчиненої речовини, що розпалися на іони в розчині (n), до про- щему числу розчинених молекул (N):

Ступінь електролітичноїдисоціації визначається досвідченим пу тим і виражається або в частках одиниці, або у відсотках. Ступінь дис- асоціації електроліту залежить від природи електроліту, концентрації і температури.

За ступенем дисоціації електроліту в розчині з молярною кон-

центрацией еквівалента, що дорівнює 0,1 моль / л (0,1 н.), розчини умовно

ділять на три групи: сильні, слабкі і середні електроліти. Якщо в

0,1 н. розчині електроліту α\u003e 0,3 (30 \\%) електроліт вважається сильним, α ≤ 0,03 (3 \\%) - слабким електролітом. Електроліти з проміжними значеннями ступеня дисоціації вважають середніми.

До сильних електролітів, якщо розчинником є \u200b\u200bвода, відно

- кислоти: НNO3, H2SO4, НCNS, НCl, НClO3, HClO4, HBr, HВrО3, HВrО4, НI, НIO3 HMnO4, H2SeO4, HReO4, HTcO4; а також кислоти Н2СrO4, H4P2O7, H2S2O6 які є сильними по першій ступені дис- асоціації, т. е. при відриві першого іона Н +;

- підстави: гідроксиди лужних (Li, Na, K, Rb, Cs, Fr) і щелочнозе- Мельна металів (Ca, Sr, Ba, Ra): LiOH, NаОН, KОH, RbОН, CsОН, FrОН, Ca (OH) 2 , Ba (OH) 2, Sr (OH) 2; Ra (OH) 2; а також TlOH;

- більшість солей. Виняток: Fe (SCN) 3, Mg (CN) 2, HgCl2, Hg (CN) 2.

До слабких електролітів належать:

- кислоти: H2CO3, НClO, H2S, H3BO3, HCN, H2SO3, H2SiO3, CH3COOH, HCOOH, H2C2O4 і т. Д. (Додаток, табл. 2);

- підстави (р- і d-елементів): Be (OH) 2, Mg (OH) 2, Fe (OH) 2, Zn (OH) 2; гид- роксід амонію NH4OH, а також органічні підстави - аміни (CH3NH2) і амфоліти (H3N + CH2COOˉ).

Вода є дуже слабким електролітом (H2O) α \u003d 2 · 10-9, т. Е.

молекули води також можуть розпадатися на іони за рахунок взаємодії молекул між собою.

Сильні електроліти - речовини, які при розчиненні у воді повністю розпадаються на іони, т. Е. Диссоциируют практично без остачі. Після розриву зв'язку між іонами в молекулі електроліту під действи- їм молекул води, що утворилися іони оточують себе молекулами води і тому в розчині знаходяться в гідратованому стані. З урахуванням гідратації іонів рівняння електролітичноїдисоціації можна б-ло б записати таким чином:

Na + Clˉ (к) + (x + y) H2О + + ˉ

Рівняння дисоціації сильного електроліту записують спрощено,

наприклад:

NaCl → Na + + Clˉ;

HNO3 → H + + NO3ˉ;

Ва (ОН) 2 → Ва2 + + 2ОНˉ

До слабких електролітів належать речовини, які при розчині- ванні у воді частково дисоціюють на іони. Між іонами, концентра- ція яких в розчині невелика, і реально існуючими недіссоціі- рова молекулами встановлюється рівновага:

CH3COOH ⇄ CH3COOˉ + H +; H2О ⇄ H + + ОНˉ.

Такий запис означає, що в розчині одночасно відбуваються два

процесу: розпад молекул на іони і утворення молекул з іонів. Рав- новесіе в розчинах слабких електролітів зміщено в бік вихідних продуктів, тому слабкі електроліти в розчині існують преиму- щественно у вигляді молекул.

Хімічні властивості розчинів електролітів залежать від властивостей іо- новий і молекул, що знаходяться в розчині. Напрямок протікання реакцій між іонами і молекулами в розчинах електролітів визначається віз тю освіти малорозчинних речовин або слабких електролітів. Якщо в результаті реакції не відбувається утворення малорас- твориться речовини або слабкого електроліту, то така реакція протікати не може. Наприклад, при зливанні розчинів нітрату натрію та хлориду калію реакція не протікає, так як по обмінній реакції з іонів зна дящіхся в розчині не може утворитися будь-яке малорастворимое речовина або слабкий електроліт. Ці солі відносяться до сильних електро- літам і добре розчиняються у воді, тому в розчині буде находіть-

ся суміш іонів:

Na + + NO3ˉ + K + + Clˉ,

з яких складалися вихідні речовини. Отже, в цьому випадку не можна написати молекулярне рівняння обмінної реакції

NaNO3 + KCl ≠ KNO3 + NaCl.

Реакцію, яка в розчині, можна представити у вигляді:

Молекулярного рівняння реакції;

Іонно-молекулярного рівняння (повного або скороченого).

Рівняння реакції, що містить тільки формули недіссоціірован- них речовин, називається молекулярним рівнянням. Молекулярна форма рівняння показує, які речовини і в якій кількості беруть участь в реакції. Воно дозволяє проводити необхідні розрахунки, пов'язані з цією реакцією. Рівняння, що містить формули недіссоціірованних слабких електролітів і іони сильних електролітів, називається повним іонним або іонно-молекулярних рівнянням реакції.

Скоротивши однакові продукти в лівій і правій частині іонно молекулярного рівняння реакції, отримуємо скорочене або короткий іонне рівняння реакції. Іонне рівняння, що не містить однаковий вих речовин (іонів або молекул) в лівій і правій частині реакції, називаються ється скороченим або коротким іонним рівнянням реакції. Це урав- ня і відображає сутність реакції, що відбувається.

При записи іонних рівнянь реакцій необхідно пам'ятати:

1) сильні електроліти слід записувати у вигляді окремих з-

складових їх іонів;

2) слабкі електроліти і малорозчинні речовини слід запи-

сива у вигляді молекул.

Як приклад розглянемо взаємодію соди з кислотою. В молекулярному рівнянні реакції вихідні речовини і продукти реакції записують у вигляді молекул:

Na2CO3 + H2SO4 \u003d Na2SO4 + CO2 + H2O.

Беручи до уваги, що у водному розчині молекули електролі-

тов розпадаються на іони, повне іонне рівняння цієї реакції має вигляд

CO 2

В іонному рівнянні слабкі електроліти, гази і малорозчинні речовини записують у вигляді молекул. Знак ↓, що стоїть при формулі веще- ства, позначає, що ця речовина виведено зі сфери реакції у вигляді

осаду, а знак позначає, що речовина видаляється зі сфери реакції у вигляді газу.

Речовини, молекули яких повністю дисоціюють на іони (сильні електроліти), записують у вигляді іонів. Сума електричних зарядів лівої частини рівняння повинна дорівнювати сумі електричних зарядів правій частині.

При написанні іонних рівнянь слід керуватися таблицею розчинності кислот, основ і солей у воді, т. Е. Обов'язково перевіряти розчинність реагентів і продуктів, відзначаючи це в уравнені- ях, а також таблицею констант дисоціації слабких електролітів (додатка ються, табл. 1 і 2). Розглянемо приклади записи деяких іонно молекулярних рівнянь.

Приклад 1. Освіта важко-і малорозчинних сполук (осаду).

а) Освіта сульфату барію

Молекулярне рівняння реакції:

BaCl2 + Na2SO4 \u003d BaSO4 ↓ + 2NaCl.

Повний іонну (іонно-молекулярне) рівняння реакції:

Ba2 + + 2Clˉ + 2Na + + SO4 ˉ \u003d BaSO4 ↓ + 2Na

CO 2

CO2 + H2O (скорочена іонне рівняння).

Приклад 3. Освіта слабкого електроліту.

2Na + + 2OH- + 2H + + SO 2

(Повне іонне рівняння)

2OH- + 2H + \u003d 2H2O (скорочена іонне рівняння).

Реакція нейтралізації сильної кислоти сильною основою зводиться до взаємодії іонів водню з гідроксид-іонами;

б) слабкої кислоти:

2NaNO2 + H2SO4 \u003d 2HNO2 + Na2SO4 (молекулярне рівняння)

NH +

(Повне іонне рівняння)

NH4OH (скорочена іонне рівняння).

Сильні підстави витісняють слабкі підстави з їх солей.

Приклад 4. Коли серед вихідних з'єднань і продуктів реакції є слабкий електроліт або малорастворимое речовина, то в рівнянні пріменяет-

ся знак рівноваги «⇄». Рівновага в реакції зміщується в бік більш слабкого електроліту або малорастворимого речовини, що позначається

значком (↷) ..

а) CH3COOH + NaОН ⇄ CH3COONa + H2O

CH3COOН + ОНˉ ⇄ CH3COOˉ + H2O (↷).

В результаті реакції утворюється більш слабкий електроліт - вода. Равнове-

це зміщується в бік прямої реакції.

б) CaSO4 ↓ + Na2CO3 ⇄ CaCO3 ↓ + Na2SO4;

CaSO4 ↓ + 2 Na + + CO 2

⇄ CaCO3 ↓ + 2 Na +

В результаті реакції утворюється менше розчинна сіль - карбонат каль-

ція. Рівновага зміщується в бік прямої реакції.

Приклад 5. Складіть три можливих молекулярних рівняння реакції,

відповідних скороченим іонного рівняння: CH3COO- + H + \u003d CH3COOH.

Рішення. У лівій частині іонного рівняння вказані вільні іони СН3СОО- і Н +. Ці іони утворюються при дисоціації яких-небудь розчинність мих сильних електролітів. Іони СН3СОО- можуть утворюватися при діссо- циации, наприклад солей КСН3СОО, NaCH3COO, Mg (CH3COO) 2; донорами іо-

нов Н + можуть бути будь-які сильні кислоти. Молекулярні рівняння реакцій,

яким відповідає дане молекулярно-іонну рівняння, можуть бути:

1. KCH3COO + HCl \u003d CH3COOH + KCl;

2. NaCH3COO + HNO3 \u003d CH3COOH + NaNO3;

3. Mg (CH3COO) 2 + H2SO4 \u003d 2 CH3COOH + MgSO4.

Техніка безпеки

1. Дотримуйтесь особливої \u200b\u200bобережності при роботі з розчинами кислот і лугів, не допускайте їх попадання на шкіру і одяг.

2. Якщо в процесі експерименту виділяється токсичний газоподібний продукт, то обов'язково проводите досвід в витяжній шафі при работаю- щей вентиляції.

3. Будьте обережні при роботі з токсичними солями і їх розчинами (солі барію, хрому, міді та ін.).