Химия основные положения теории электролитической диссоциации. Основные положения теории электролитической диссоциации

Основные положения ТЭД (основные положения теории электролитической диссоциации сформулированы С.Аррениусом в 1887 г.):

1. молекулы электролитов при растворении в воде или расплавлении распадаются на ионы.

2 .В растворе или расплаве электролитов ионы движутся хаотически. При пропускании через раствор или расплав электрического тока положительно заряженные ионы движутся к отрицательно заряженному электроду (катоду), а отрицательно заряженные ионы движутся к положительно заряженному электроду (аноду).

3 . Ионы отличаются от атомов как по строению, так и по свойствам.

4 .Диссоциация многих электролитов – процесс обратимый. Одновременно идут два противоположных процесса: распад молекул на ионы (ионизация) и соединение ионов в молекулы (моляризация).

Электролиты – это вещества, растворы или расплавы которых проводят электрический ток.

Электролиты, которые практически полностью диссоциируют на ионы (ионизируются), называют сильными, а электролиты, которые не полностью ионизируются, - слабыми.

Для количественной характеристики полноты диссоциации введено понятие степени диссоциации.

Степень диссоциации (  ) - отношение числа распавшихся на ионы молекул (n) к общему числу растворенных молекул (N): n / N

Степень диссоциации выражают в процентах или долях единицы.

По степени диссоциации электролиты условно подразделяют на:

Сильные – α > 0,3 (30%);

Слабые – α < 0,03 (3%);

Средней силы – (3%) 0,03 < α < 0,3 (30%)

Экспериментально степень диссоциации определяют, измеряя отклонение коллигативных свойств растворов электролитов (обычно температура кипения и замерзания) от теоретических зависимостей: Δt = iK Сm

Изменение температуры замерзания или температуры кипения растворов можно рассчитать после введения коэффициента, учитывающего увеличение концентрации кинетически самостоятельных частиц, вызванное диссоциацией части молекул на ионы. Предложенный Вант-Гоффом эмпирический коэффициент i (изотонический коэффициент) показывает степень отклонения коллигиальных свойств растворов электролитов от растворов нелетучих неэлектролитов . Значение коэффициента i для растворов данного электролита увеличивается по мере его разбавления, стремясь в пределе к целому числу, равному числу ионов, возникающих при диссоциации формульной единицы электролита.

Количественно электролитическую диссоциацию как равновесный обратимый процесс можно охарактеризовать константой диссоциации:Kd = (K+) + (A-) / (KA) Уравнение справедливо для разбавленных растворов слабых электролитов. Чем сильнее диссоциирует электролит, тем болеешь константа Kd. В отличие от степени диссоциации константа Kd зависит только от природы растворителя, электролита и температуры, но не зависит от концентрации раствора. Равновесие можно сместить добавлением сильного электролита, имеющего одноимённый ион.

Между константой Kd и степенью диссоциации α существует связь . Зависимость между степенью диссоциации α , концентрацией С и константой диссоциации К Д электролита выражается законом разведения Оствальда :

где С о – концентрация кислоты до диссоциации, α – степень диссоциации кислоты в растворе.
Для уксусной кислоты К Д = 1,85 ∙ 10 -5 .
Для очень слабого электролита α<<1 , и тогда величиной α в знаменателе можно пренебречь (закон разбавления Оствальда ):
К Д ≈ С о α 2 или

Закон разбавления Оствальда - соотношение, выражающее зависимость эквивалентной электропроводности разбавленного раствора бинарного слабого электролита от концентрации раствора:

Здесь К - константа диссоциации электролита, с - концентрация, λ и λ ∞ - значения эквивалентной электропроводности соответственно при концентрации с и при бесконечном разбавлении. Соотношение является следствием закона действующих масс и равенства

где α - степень диссоциации.

Можно считать, что во всех процессах в растворах электролитов участвуют лишь « активные ионы», т.е. ионы , не принимающие участия в данный момент в межионных взаимодействиях. В связи с этим для оценки концентрированных эффектов вводится величина, называемая активностью (а), - эффективная концентрация, в соответствии с которой электролит участвует в различных процессах.

Активность связана с истинной концентрацией растворённого вещества соотношением :

а = fC, где а – активность электролита, моль/л; С – концентрация электролита, моль/л; f – коэффициент активности (<1) (безразмерный).

Коэффициент активности выражает отклонение раствора концентрацией С от поведения раствора при бесконечном разведении, т.е. в отсутствие межионных взаимодействий.

В разбавленных растворах природа ионов незначительно влияет на значения коэффициента активности, так как межионные взаимодействия определяются только зарядами ионов и их концентрацией.

Количественной характеристикой межионных электростатических взаимодействий является ионная сила раствора.

Ионной силой раствора называют величину, равную полусумме произведения концентраций всех находящихся в растворе ионов на квадрат их заряда:

I = 0,5 ∑ CiZi2 , где Ci– молярная концентрация иона i в растворе; Zi – заряд иона i.

Гетерогенные процессы – это процессы на границе раздела фаз. К гетерогенным относят прежде всего процессы, связанные с образованием и растворением малорастворимых веществ ионного типа. При контакте таких веществ (сильных электролитов) с водой часть ионов переходит в раствор и устанавливается динамическое равновесие между гидратированными ионами электролита в водном растворе и кристаллами твёрдой фазы – гетерогенное равновесие. Раствор, находящийся в равновесии с твёрдой фазой, называют насыщенным.

Термодинамическим условием наступления в системе равновесия является постоянство энергии Гиббса ΔG =0, а кинетическим условием – равенство скоростей процессов растворения и кристаллизации.

Обратимые процессы растворения происходят на границе раздела фаз независимо от количества кристаллического вещества, потому что его концентрация (и активность) в твёрдой фазе остаётся постоянной. Константу гетерогенного равновесия Ks называют константой растворимости.

Чем меньше активность (концентрация) ионов в растворе, тем меньше значение KS и, следовательно, тем меньше растворимость.

Основные положения теории электролитической диссоциации

Теория электролитической диссоциации была разработана в 1887 году шведским учёным С. Аррениусом. Согласно этой теории, существуют вещества, способные в растворах и расплавах распадаться (диссоциировать) на ионы, вследствие чего растворы и расплавы этих веществ проводят электрический ток. Эти вещества были названы электролитами. Электролитами в водных растворах являются кислоты, основания и соли. При растворении электролиты диссоциируют на положительно заряженные ионы (катионы) и отрицательно заряженные ионы (анионы). Теория Аррениуса, однако, не учитывала всей сложности явлений в растворах. В частности, она рассматривала ионы как свободные, независимые от молекул растворителя частицы. В настоящее время известно, что при растворении электролитов в воде одновременно с процессом их диссоциации на ионы происходит процесс гидратации ионов.

Протекание процесса диссоциации растворяющихся веществ зависит от их структуры в безводном состоянии. Наиболее типичными являются два случая: диссоциация солей и щелочей (т.е. кристаллов с ионной структурой) и диссоциация кислот (т.е. веществ, состоящих из молекул с полярно-ковалентными связями).

гидратированном состоянии. Вслед

за первым слоем ионов в раствор

переходит следующий слой, и та-

ким образом, происходит постепенное растворение кристалла (рис. 7.1).

Диссоциация полярных молекул, например HCl, протекает иначе (рис.7.2). Также как и молекула воды, молекула хлороводорода является диполем. Под действием электростатических сил молекулы воды притягиваются к полюсам полярной молекулы HCl (диполь-дипольное взаимодействие), и тем самым ещё больше поляризуют её, т.е. увеличивают полярность связи между атомом водорода и атомом хлора вплоть до образования ионов H + и Cl – . Такая поляризация в сочетании с колебательным тепловым движением атомов в рассматриваемой молекуле и непрерывным тепловым движением окружающих молекул воды приводит к распаду полярной молекулы на ионы. Как и в случае растворения ионного кристалла, эти ионы гидратируются. При этом ион водорода H + оказывается прочно связанным с молекулой воды в ион гидроксония H 3 O + .

Процесс электролитической диссоциации изображают с помощью химических уравнений; при этом гидратированное состояние ионов, как правило, не указывается: HCl ® H + + Cl – ; BaCl 2 ® Ba 2+ + 2 Cl – .

Диссоциации веществ как ионного, так и молекулярного строения способствует полярность молекул растворителя. Поэтому не только вода, но и другие жидкости, состоящие из полярных молекул (муравьиная кислота, этиловый спирт, аммиак) являются ионизирующими растворителями: соли, кислоты и основания, растворённые в этих жидкостях, диссоциируют на ионы. Как в водных, так и в неводных растворах ионы находятся в сольватированном состоянии.

Проводимость веществами электрического тока или отсутствие проводимости можно наблюдать с помощью простого прибора.

Он состоит из угольных стержней (электродов), присоединенных проводами к электрической сети. В цепь включена электрическая лампочка, которая показывает присутствие или отсутствие тока в цепи. Если опустить электроды в раствор сахара,то лампочка не загорается. Но она ярко загорится, если их опустить в раствор хлорида натрия.

Вещества, распадающиеся на ионы в растворах или расплавах и потому проводящие электрический ток, называются электролитами.

Вещества, которые в тех же условиях на ионы не распадаются и электрический ток не проводят, называются неэлектролитами.

К электролитам относятся кислоты, основания и почти все соли.

К неэлектролитам относятся большинство органических соединений, а также вещества, в молекулах которых имеются только ковалентные неполярные или малополярные связи.

Электролиты - проводники второго рода. В растворе или расплаве они распадаются на ионы, благодаря чему и протекает ток. Очевидно, чем больше ионов в растворе, тем лучше он проводит электрический ток. Чистая вода электрический ток проводит очень плохо.

Различают сильные и слабые электролиты.

Сильные электролиты при растворении вводе полностью диссоциируют на ионы.

К ним относятся:

1) почти все соли;

2) многие минеральные кислоты, например Н 2 SO 4 , HNO 3 , НСl, HBr, HI, НМnО 4 , НСlО 3 , НСlО 4 ;

3) основания щелочных и щелочноземельных металлов.

Слабые электролиты при растворении в воде лишь частично диссоциируют на ионы.

К ним относятся:

1) почти все органические кислоты;

2) некоторые минеральные кислоты, например H 2 СО 3 , Н 2 S, НNO 2 , HClO, H 2 SiO 3 ;

3) многие основания металлов (кроме оснований щелочных и щелочноземельных металлов), а также NH 4 OH, который можно изображать как гидрат аммиака NH 3 ∙H 2 O.

К слабым электролитам относится вода.

Слабые электролиты не могут дать большой концентрации ионов в растворе.

Основные положения теории электролитической диссоциации.

Распад электролитов на ионы при растворении их в воде называется элекролитической диссоциацией.

Так, хлорид натрия NaСl при растворении в воде полностью распадается на ионы натрия Na + и хлорид-ионы Cl - .

Вода образует ионы водорода Н + и гидроксид-ионы ОН - лишь в очень незначительных количествах.

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 распадаются (диссоциируют) на ионы - положительные и отрицательные.

Ионы находятся в более устойчивых электронных состояниях, чем атомы. Они могут состоять из одного атома - это простые ионы (Na + , Mg 2+ , Аl 3+ и т.д.) - или из нескольких атомов - это сложные ионы (NО 3 - , SO 2- 4 , РО З- 4 и т.д.).

2. 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.

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 -

Теория электролитической диссоциации является одной из основных теорий в неорганической химии и полностью согласуется с атомно-молекулярным учением и теорией строения атома.

Степень диссоциации.

Одним из важнейших понятий теории электролитической диссоциации Аррениуса является понятие о степени диссоциации.

Степенью диссоциации (а) называется 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.

Различные электролиты имеют различную степень диссоциации. Опыт показывает, что она зависит от концентрации электролита и от температуры. С уменьшением концентрации электролита, т.е. при разбавлении его водой, степень диссоциации всегда увеличивается. Как правило, увеличивает степень диссоциации и повышение температуры. По степени диссоциации электролиты делят на сильные и слабые.

Рассмотрим смещение равновесия, устанавливающегося между недиссоциированными молекулами и ионами при электролитической диссоциации слабого электролита - уксусной кислоты:

СН 3 СООН ↔ СН 3 СОO - + Н +

При разбавлении раствора уксусной кислоты водой равновесие сместится в сторону образования ионов, - степень диссоциации кислоты возрастает. Наоборот, при упаривании раствора равновесие смещается в сторону образования молекул кислоты - степень диссоциации уменьшается.

Из этого выражения очевидно, что α может изменяться от 0 (диссоциации нет) до 1 (полная диссоциация). Степень диссоциации часто выражают в процентах. Степень диссоциации электролита может быть определена только экспериментальным путем, например по измерению температуры замерзания раствора, по электропроводности раствора и т. д.

Механизм диссоциации

Легче всего диссоциируют вещества с ионной связью. Как известно, эти вещества состоят из ионов. При их растворении диполи воды ориентируются вокруг положительного и отрицательного ионов. Между ионами и диполями воды возникают силы взаимного притяжения. В результате связь между ионами ослабевает, происходит переход ионов из кристалла в раствор. При этом образуются гидратированные ионы, т.е. ионы, химически связанные с молекулами воды.

Аналогично диссоциируют и электролиты, молекулы которых образованы по типу полярной ковалентной связи (полярные молекулы). Вокруг каждой полярной молекулы вещества также ориентируются диполи воды, которые своими отрицательными полюсами притягиваются к положительному полюсу молекулы, а положительными полюсами - к отрицательному полюсу. В результате этого взаимодействия связующее электронное облако (электронная пара) полностью смещается к атому с большей электроотрицательностью, полярная молекула превращается в ионную и затем легко образуются гидратированные ионы:

Диссоциация полярных молекул может быть полной или частичной.

Таким образом, электролитами являются соединения с ионной или полярной связью - соли, кислоты и основания. И диссоциировать на ионы они могут в полярных растворителях.

Константа диссоциации.

Константа диссоциации. Более точной характеристикой диссоциации электролита является константа диссоциации, которая от концентрации раствора не зависит.

Выражение для константы диссоциации можно получить, если записать уравнение реакции диссоциации электролита АК в общем виде:

A K → A - + K + .

Поскольку диссоциация является обратимым равновесным процессом, то к этой реакции применим закон действующих масс, и можно определить константу равновесия как:

где К - константа диссоциации, которая зависит от температуры и природы электролита и растворителя, но не зависит от концентрации электролита.

Диапазон констант равновесия для разных реакций очень большой - от 10 -16 до 10 15 . Например, высокое значение К для реакции

означает, что если в раствор, содержащий ионы серебра Ag + ,внести металлическую медь, то в момент достижения равновесия концентрация ионов меди намного больше, чем квадрат концентрации ионов серебра 2 . Напротив, низкое значение К в реакции

говорит о том, что к моменту достижения равновесия растворилось ничтожно малое количество иодида серебра AgI.

Обратите особое внимание на форму записи выражений для константы равновесия. Если концентрации некоторых реагентов существенно не изменяются в процессе реакции, то они не записываются в выражение для константы равновесия (такие константы обозначаются К 1).

Так, для реакции меди с серебром неправильным будет выражение:

Правильной будет следующая форма записи:

Это объясняется тем, что концентрации металлических меди и серебра введены в константу равновесия. Концентрации меди и серебра определяются их плотностью и не могут быть изменены. Поэтому эти концентрации нет смысла учитывать при расчете константы равновесия.

Аналогично объясняются выражения констант равновесия при растворении AgCl и AgI

Произведение растворимости. Константы диссоциации малорастворимых солей и гидроксидов металлов называются произведением растворимости соответствующих веществ (обозначается ПР).

Для реакции диссоциации воды

выражение константы будет:

Объясняется это тем, что концентрация воды во время реакций в водных растворах изменяется очень незначительно. Поэтому принимается, что концентрация [Н 2 О] остается постоянной и вводится в константу равновесия.

Кислоты, основания и соли с позиций электролитической диссоциации.

С помощью теории электролитической диссоциации дают определения и описывают свойства кислот, оснований и солей.

Кислотами называются электролиты, при диссоциации которых в качестве катионов образуются только катионы водорода.

Например:

НCl ↔ Н + + С l - ;

СН 3 СООН ↔ Н + + СН 3 СОО -

Диссоциация многоосновной кислоты протекает главным образом по первой ступени, в меньшей степени по второй и лишь в незначительной степени - по третьей. Поэтому в водном растворе, например, фосфорной кислоты наряду с молекулами Н 3 РО 4 имеются ионы (в последовательно уменьшающихся количествах) Н 2 РО 2- 4 , НРО 2- 4 и РО 3- 4

Н 3 РО 4 ↔ Н + + Н 2 РО - 4 (первая ступень)

Н 2 РО - 4 ↔ Н + + НРO 2- 4 (вторая ступень)

НРО 2- 4 ↔ Н+ PО З- 4 (третья ступень)

Основностъ кислоты определяется числом катионов водорода, которые образуются при диссоциации.

Так, НCl, HNO 3 - одноосновные кислоты - образуется один катион водорода;

Н 2 S, Н 2 СО 3 , Н 2 SO 4 - двухосновные,

Н 3 РО 4 , Н 3 АsО 4 - трехосновные, так как образуются соответственно два и три катиона водорода.

Из четырех атомов водорода, содержащихся в молекуле уксусной кислоты СН 3 СООН, только один, входящий в карбоксильную группу - СООН, способен отщепляться в виде катиона Н + , - уксусная кислота одноосновная.

Двух - и многоосновные кислоты диссоциируют ступенчато (постепенно).

Основаниями называются электролиты, при диссоциации которых в качестве анионов образуются только гидроксид-ионы.

Например:

KOH ↔ K + + OH - ;

NH 4 OH ↔ NH + 4 + OH -

Основания,растворимые в воде называются щелочами. Их немного. Это основания щелочных и щелочноземельных металлов: LiOH, NaОН, КОН, RbОН, СsОН, FrОН и Са(ОН) 2 , Sr(ОН) 2 , Ва(ОН) 2 , Rа(ОН) 2 , а также NН 4 ОН. Большинство оснований в воде малорастворимо.

Кислотность основания определяется числом его гидроксильных групп (гидроксогрупп). Например, NН 4 ОН - однокислотное основание, Са(ОН) 2 - двухкислотное, Fе(ОН) 3 - трехкислотное и т. д. Двух- и многокислотные основания диссоциируют ступенчато

Ca(ОН) 2 ↔ Са(ОН) + + OH - (первая ступень)

Ca(OH) + ↔ Ca 2+ + OH - (вторая ступень)

Однако имеются электролиты, которые при диссоциации одновременно образуют катионы водорода, и гидроксид - ионы. Эти электролиты называются амфотерными или амфолитами. К ним относятся вода, гидроксиды цинка, алюминия, хрома и ряд других веществ. Вода, например, диссоциирует на ионы Н + и ОН - (в незначительных количествах):

Н 2 O ↔ Н + + ОН -

Следовательно, у нее в равной мере выражены и кислотные свойства, обусловленные наличием катионов водорода Н + , и щелочные свойства, обусловленные наличием ионов ОН - .

Диссоциацию амфотерного гидроксида цинка Zn(ОН) 2 можно выразить уравнением

2ОН - + Zn 2+ + 2Н 2 О ↔ Zn(ОН) 2 + 2Н 2 О ↔ 2- + 2Н +

Солями называются электролиты, при диссоциации которых образуются катионы металлов а также катион аммония (NH 4) и анионы кислотных остатков

Например:

(NH 4) 2 SO 4 ↔ 2NH + 4 + SO 2- 4 ;

Na 3 PO 4 ↔ 3Na + + PO 3- 4

Так диссоциируют средние соли. Кислые же и основные соли диссоциируют ступенчато. У кислых солей вначале отщепляются ионы металлов, а затем катионы водорода. Например:

KHSO 4 ↔ 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 -

Теория электролитической диссоциации Аррениуса. Закон разбавления Оствальда. Степень диссоциации, константа диссоциации. Недостатки теории Аррениуса.

ТеорияэлектролитическойдиссоциацииАррениуса

Для электролитов коллигативные свойства растворов (понижение температуры замерзания, повышение температуры кипения, понижение давления пара растворителя над раствором и осмотическое давление) значительно больше соответствующих величин для неэлектролитов. В уравнение для осмотического давления p Вант-Гофф ввел эмпирический коэффициентi > 1, физический смысл которого стал понятен с появлением теории электролитической диссоциации:

p = i cRT .

Теория электролитической диссоциации была предложена Аррениусом (1884-1887), развившим отдельные высказывания ряда ученых.

Основные положения теории Аррениуса :

1. Соли, кислоты, основания при растворении в воде и некоторых других полярных растворителях частично или полностью распадаются (диссоциируют) на ионы . Эти ионы существуют в растворе независимо от того, проходит через раствор электрический ток или нет. Вследствие этого число независимо движущихся частиц растворенного вещества больше, чем при отсутствии диссоциации, а величины коллигативных свойств растворов возрастают прямо пропорционально числу частиц. Ионы представляют собой заряженные частицы, которые состоят или из отдельных атомов, или из группы атомов. Предполагается, что ионы в растворе ведут себя подобно молекулам идеального газа, то есть не взаимодействуют друг с другом.

2. Наряду с процессом диссоциации в растворе идет обратный процесс - ассоциация ионов в молекулы. Таким образом, диссоциация молекул на ионы является неполной , поэтому в качестве меры электролитической диссоциации Аррениус ввел величину степени диссоциации a , определяемую как долю молекул, распавшихся на ионы:

a == .

Для любой обратимой реакции электролитической диссоциации

К n + А n - Û n + К z + + n – A z –

сумма n + + n – равна общему числу n ионов, образующихся при диссоциации одной молекулы; связь с коэффициентом Вант-Гоффаi дается уравнением

i =1+( n + + n – - 1) × a =1+(n - 1) × a .

Определив коэффициент i , можно по этому уравнению вычислить степень диссоциации a , если известна величина n .

Коэффициент i показывает, во сколько раз увеличивается общая молярная конценрация частиц в растворе за счет диссоциации электролита. По мере увеличения разведения коэффициент Вант-Гоффа приближается к простому целому числу(2, 3, 4 - в зависимости от числа ионов, образующихся из одной молекулы вещества).

3. Диссоциация растворенных веществ на ионы подчиняется тем же законам химического равновесия, что и другие реакции , в частности, закону действующих масс

К д,с =,

гдеК д,с - константадиссоциации , выраженная через концентрации, или так называемая классическая константа диссоциации .

Диссоциация сильных электролитов равна 100% или почти 100%, так что концентрации ионов можно считать равными молярности растворенного вещества, умноженной на n + (n – ):

с + =с × n + ,с – =с × n – .

При диссоциации слабого электролита устанавливается равновесие между недиссоциированными молекулами и ионами. Рассмотрим простейший пример , когда молекула распадается только на два иона:

СН 3 СООН Û СН 3 СОО – +Н +

с - a с a с a с(равновесные концентрации)

К д,с ==

К д,с = =

Последнее равенство является простейшей формойзаконаразведенияОствальда (1888), поскольку величина V = 1/с , л/моль, называется разведением.

Чем большеК д,с, тем выше степень диссоциации. Таким образом, величинаК д,с может служить мерой силы кислоты, то есть мерой кислотности. Для электролитов средней силы (Н 3 РО 4 - первая ступень, Са(ОН) 2 , СНСl 2 СООН) значения К д,с лежат в пределах от 10 –2 до 10 –4 ; для слабых электролитов (СН 3 СООН, N Н 4 ОН)К д,с = 10 –5 - 10 –9 ; приК д,с < 10 –10 электролит считается очень слабым (Н 2 О, С 6 Н 5 ОН, С 6 Н 5 N Н 2 , НСN ).

Зная константу диссоциации, можно рассчитать степень диссоциации в зависимости от концентрации электролита. Решая квадратное уравнение и учитывая, что a > 0, получим

.

Как следует из данного уравнения, при условииК д,с >> 4с , a ® 1, то есть электролит становится полностью диссоциированным. С другой стороны, при малых К д,с (обычно < 10 –5) и при не очень низких конценрациях, когдаК д,с << 4с , величиной a можно пренебречь по сравнению с 1 в знаменателе закона разведения Оствальда, и формулы примут вид

К д,с = a 2 с; a = .

Вышеприведенные соотношения применимы только для растворов симметричных бинарных электролитов (то есть если одна молекула электролита дает один катион и один анион). Если электролит распадается больше чем на два иона, то зависимостьК д,с от a усложняется:

Са Cl 2 Û Ca 2+ +2Cl –

с (1- a ) a с2 a с

К д,с = ==

Степень диссоциации a , а следовательно и К д,с, зависят также от температуры , зависимость проходит через максимум (см. рис. 23). Это можно объяснить влиянием двух противоположно направленных воздействий. С одной стороны, всякая диссоциация протекает с поглощением тепла, и, следовательно, при повышении температуры равновесие должно смещаться в сторону большей диссоциации. С другой стороны, при повышении температуры диэлектрическая проницаемость воды, служащей растворителем, уменьшается, а это способствует воссоединению ионов. К д,с максимальна при той Т, при которой влияние второго фактора начинает преобладать. Обычно изменениеК д,с с повышением Т невелико.

Зависимость К д,с от температуры описывается уравнением изобары Вант-Гоффа: G о =RT ln К д,с.

Цели урока:

Образовательные –

• сформулировать основные положения теории электролитической диссоциации;
• обобщить сведения об ионах;
• закрепить умение записывать процесс диссоциации при помощи химических знаков и формул.

Воспитательная – воспитывать желание учиться активно, с интересом, прививать сознательную дисциплинированность, четкость и организованность в работе.

Развивающая – развивать умение учащихся на основе теоретических знаний сравнивать, анализировать, обобщать, логически рассуждать, делать выводы, развивать устную речь.

Методы обучения: объяснение, беседа, сравнение, постановка и решение учебных проблем, химический эксперимент (видеосюжет), самостоятельная индивидуальная работа.

Средства обучения: мультимедийный проектор, компьютер, таблица растворимости кислот, оснований и солей в воде, тренировочные упражнения, учебная литература: «Химия. 8 класс», авторы – О.С. Габриелян – М.: Дрофа, 2008.

Ход урока

I. Организационный момент.

II. Вводная беседа: сообщение темы, разъяснение целей и задач урока.

(2 мин) /слайд 1, 2/

Тема урока сегодня «Основные положения теории электролитической диссоциации». Эта тема является продолжением предыдущего занятия. Поэтому сегодня целью нашего урока будет обобщить сведения об ионах, закрепить умение записывать процесс диссоциации при помощи химических знаков и формул, сформулировать основные положения теории электролитической диссоциации

III. Актуализация пройденного материала: проверка домашнего задания.

Проверим домашнее задание. У вас на столах есть листы с заданиями. Напишите в правом верхнем углу свою фамилию и имя. Приступаем к выполнению задания. На выполнение задания – 5 мин.

Задание 1 /слайд 3/

Проверь свои знания. Допишите определения.

• Вещества, растворы которых проводят электрический ток, называют … (электролиты)
• Процесс распада электролита на ионы называют … (электролитическая диссоциация)
• Вещества, растворы которых не проводят электрический ток, называют … (неэлектролиты)
• Отношение числа частиц, распавшихся на ионы, к общему числу растворенных частиц называют … (степень электролитической диссоциации)

Задание 2 /слайд 4/

Проверь свои знания. Дополните схему.

Задание 3 /слайд 5/

Проверь свои знания. Заполните таблицу.

Задание 4 /слайд 6/

На ответ дается – 3 минуты.

Пользуясь схемой на экране, расскажите о последовательности процессов, происходящих при диссоциации

А) веществ с ионной связью

• ориентация молекул – диполей воды около ионов кристалла;
• гидратация (взаимодействие) молекул воды с противоположно заряженными ионами поверхностного слоя кристалла;
• диссоциация (распад) кристалла электролита на гидратированные ионы.

Б) веществ с ковалентной полярной связью

• ориентация молекул воды вокруг полюсов молекулы электролита;
• гидратация (взаимодействие) молекул воды с молекулами электролита;
• ионизация молекул электролита (превращение ковалентной полярной связи в ионную);
• диссоциация (распад) молекул электролита на гидратированные ионы.

IV. Изучение нового материала.

История открытия теории электролитической диссоциации. /слайд 7/

Шведский ученый Сванте Аррениус изучая электропроводность растворов различных веществ, пришел к выводу, что причиной электропроводности является наличие в растворе ионов, которые образуются при растворении электролита в воде. Этот процесс получил название электролитическая диссоциация. В 1887 году Аррениус сформулировал основные положения теории электролитической диссоциации. Рассмотрим основные положения теории электролитической диссоциации (в сокращенном варианте ТЭД). /слайд 8/

Основные положения теории ТЭД

1. При растворении в воде электролиты диссоциируют (распадаются) на положительные и отрицательные ионы.

Например: NaCl = Na + + Cl -

Ионы – это одна из форм существования химического элемента. Ионы отличаются от атомов числом электронов, т.е. электрическим зарядом. Атомы – нейтральные частицы, ионы имеют заряд (положительный или отрицательный). Эти два обстоятельства и обуславливают различие их свойств.

/слайд 9/

Следовательно, ионы – это положительно или отрицательно заряженные частицы в которые превращаются атомы или группы атомов в результате отдачи или присоединения электронов. Этот процесс превращения можно представить в виде схемы.

Разберем различие свойств атомов и ионов на примере всем известного вещества – поваренной соли. 1 электрон – это очень много для изменения свойств, поэтому свойства ионов совершенно не похожи на свойства атомов, которые их образовали. Металлический натрий – очень реакционно-способное вещество, которое даже хранят под слоем керосина, иначе натрий начнет взаимодействовать с компонентами окружающей среды. Натрий энергично взаимодействует с водой, образуя при этом щелочь и водород, в то время как положительные ионы натрия таких продуктов не образуют. Хлор имеет желто-зеленый цвет и резкий запах, ядовит, а ионы хлора – бесцветны, неядовиты, лишены запаха. Никому не придет в голову использовать в пищу металлический натрий и газообразный хлор, в то время как без хлорида натрия, состоящего из ионов натрия и хлора, невозможно приготовление пищи. Отличаются эти две частицы только одним электроном.

Слово «ион» в переводе с греческого означает «странствующий». В растворах ионы беспорядочно передвигаются («странствуют») в различных направлениях. По составу ионы делят на простые – Cl - , Na + сложные – NH 4 + , SO 4 - .

Основные положения теории ТЭД

2. Причиной диссоциации электролита в водном растворе является его гидратация, т.е. взаимодействие электролита с молекулами воды и разрыв химической связи в нем.

В результате взаимодействия электролита с молекулами воды образуются гидратированные, т.е. связанные с молекулами воды, ионы.

Следовательно, по наличию водной оболочки ионы делят на гидратированные (в растворах и кристаллогидратах) и негидратированные (в безводных солях). Например: кристаллогидраты - глуберова соль, медный купорос; безводные соли – сульфат меди, нитрат натрия. Свойства гидратированных и негидратированных ионов отличаются, как вы смогли убедиться на примере ионов меди.

ИОНЫ (по наличии водной оболочки)

• гидратированные
  в растворах и кристаллогидратах: CuSO 4 *5H 2 O , Na 2 SO 4 *10H 2 O
• негидратированные
  в безводных солях: Cu 2+ SO 4 2- , Na + NO 3 -

Основные положения ТЭД

3. Под действием электрического тока положительно заряженные ионы движутся к отрицательному полюсу источника тока – катоду, поэтому их называют катионами, а отрицательно заряженные ионы движутся к положительному полюсу источника тока – аноду, поэтому их называют анионами.

Следовательно, существует еще одна классификация ионов – по знаку их заряда.

ИОНЫ
*катионы (положительно заряженные частицы)
*анионы (отрицательно заряженные частицы)

В растворах электролитов сумма зарядов катионов равна сумме зарядов анионов, вследствие чего эти растворы электронейтральны.

Основные положения ТЭД

Электролитическая диссоциация – процесс обратимый для слабых электролитов. Наряду с процессом диссоциации (распад электролита на ионы) протекает и обратный процесс – ассоциация (соединение ионов). Поэтому в уравнениях электролитической диссоциации вместо знака равенства ставят знак обратимости, например:

HNO 2 ↔ H + + NO 2-

/слайд 17/

Основные положения ТЭД

5. Не все электролиты в одинаковой мере диссоциируют на ионы.

Степень диссоциации зависит от природы электролита и его концентрации.

По степени диссоциации электролиты делят на слабые и сильные.

Основные положения ТЭД

6. Химические свойства растворов электролитов определяются свойствами тех ионов, которые они образуют при диссоциации.

По характеру образующихся при диссоциации электролитов ионов различают три типа электролитов: кислоты, основания и соли.

Попробуем теперь выполнить задание, используя полученную информацию. При выполнении задания, обратите внимание на то, является ли вещество электролитом.

1. HNO 3
2. H 2 SiO 3

Основываясь на составленных схемах, попробуйте дать определение кислотам с точки зрения ТЭД.

ДОПИШИТЕ ОПРЕДЕЛЕНИЕ

Кислоты – это электролиты, которые диссоциируют на катионы … и анионы …

КИСЛОТЫ- это электролиты, которые при диссоциации образуют катионы водорода и анионы кислотного остатка.

Например:

HCl = H + + Cl -
HNO 3 = H + + NO 3 -

Для многоосновных кислот протекает ступенчатая диссоциация. Например, для фосфорной кислоты H3PO4:

1-я ступень – образование дигидрофосфат – ионов:

H 3 PO 4 ↔ H + + H 2 PO 4 -

2-я ступень – образование гидрофосфат – ионов:

H 2 PO 4 - ↔ H + + HPO 4 2-

Cледует учитывать, что диссоциация электролитов по второй ступени происходит намного слабее, чем по первой. Диссоциация по третьей ступени при обычных условиях почти не происходит.

Все кислоты объединяет то, что они при диссоциации обязательно образуют катионы водорода. Поэтому логично предположить, что общие характерные свойства кислот – кислый вкус, изменение окраски индикаторов и др. – обусловлены именно катионами водорода.

Выполним следующее задание, основываясь на основных положениях ТЭД.

Составьте возможные уравнения электролитической диссоциации веществ в водных растворах.

1. Fe(OH) 2

Назовите класс данных веществ.

Основываясь на составленных схемах, попробуйте дать определение основаниям с точки зрения ТЭД.

ДОПИШИТЕ ОПРЕДЕЛЕНИЕ

Основания – это электролиты, которые диссоциируют на катионы … и анионы …

ОСНОВАНИЯ- это электролиты, которые при диссоциации образуют катионы металла и гидроксид-анионы.

Например:

NaOH = Na + + OH -
KOH = K + + OH -

Многокислотные основания диссоциируют ступенчато, в основном по первой ступени. Например, гидроксид бария Ba (OH)2:

1-я ступень – образование гидроксо-ионов:

Ba (OH) 2 ↔ OH - + BaOH +

2-я ступень – образование ионов бария:

BaOH+ ↔ Ba 2+ + OH -

Все общие свойства оснований – мылкость на ощупь, изменение окраски индикаторов и др. – обусловлены общими для всех оснований гидроксид-ионами ОН - .

Выполняем следующее задание.

Составьте возможные уравнения электролитической диссоциации веществ в водных растворах.

1. KNO 3
2. BaSO 4

Назовите класс данных веществ.

Основываясь на составленных схемах, попробуйте дать определение солям с точки зрения ТЭД.

ДОПИШИТЕ ОПРЕДЕЛЕНИЕ

Соли – это электролиты, которые диссоциируют на катионы … и анионы …

СОЛИ- это электролиты, которые при диссоциации образуют катионы металла (или аммония NH 4) и анионы кислотных остатков.

Например:

K 3 PO 4 = 3K + + PO 4 3-
NH 4 Cl = NH 4 + + Cl -

Очевидно, что свойства солей определяются как катионами металла, так и анионами кислотного остатка. Так, соли аммония имеют как общие свойства, обусловленные ионами NH 4 + , так и спецефические, обусловленные различными анионами. Аналогично, общие свойства сульфатов – солей серной кислоты – определяются ионами SO 4 2- , а различные – разными катионами. В отличие от многоосновных кислот и оснований, содержащих несколько гидроксид-ионов, такие соли как K 2 SO 4 , Al 2 (SO 4) 3 и т. д., диссоциируют сразу полностью, а не ступенчато.

А теперь давайте выполним более сложное задание, основываясь на всем изученном на уроке материале.

ПРОВЕРЬ СВОИ ЗНАНИЯ

Пользуясь таблицей растворимости, приведите примеры трех веществ, которые в растворах образуют сульфат-ионы. Запишите уравнения электролитической диссоциации этих веществ.

Например:

H 2 SO 4 ↔ H + + SO 4 -
HSO 4 ↔ H + + SO 4 2-

В заключение урока предлагаю вашему вниманию видеозапись опыта, где показано разложение раствора хлорида меди на ионы, под действием электрического тока.

Открываем дневники и записываем домашнее задание.

• §36, положения ТЭД записать в тетрадь, выучить наизусть;
• Определения кислот, оснований, солей выучить наизусть;
• Задание №5, страница 203 (письменно).