9 класс
Тема: Теория электролитической диссоциации.
(слайд 2)
Изучив тему,
следует
знать:
Основные положения теории электролитической диссоциации. Кислоты,
основания и соли с точки зрения ТЭД. Условия течения реакций ионного обмена до
конца.
(слайд 3. далее возврат к слайду 2 и по плану с
помощью гиперссылки)
уметь:
Писать уравнения диссоциации кислот, оснований и солей. Определять
реакции ионного обмена, идущие до конца, составлять уравнения реакций в
молекулярном и ионном виде.
Оснащенность: компьютерная презентация «Теория
электролитической диссоциации», таблица растворимости кислот, солей и оснований,
дидактические материалы.
План проведения занятий
1. Организационный момент
2. Мотивация занятия
Растворы широко применяются в
различных сферах деятельности человека. Они имеют большое значение для живых
организмов Сложные физико-химические процессы в организмах человека, животных и
растений протекают в растворах. В различных производственных и биологических
процессах большую роль играют растворы электролитов. Свойства этих растворов
объясняет теория электролитической диссоциации. Знание ТЭД является основой для
изучения свойств неорганических и органических соединений, для глубокого
понимания механизмов химических реакций в растворах электролитов.
3. Объяснение
нового материала
План лекции:
1. Основные положения
теории электролитической диссоциации
2. Кислоты, основания
и соли с точки зрения ТЭД
3. Условия
течения реакций ионного обмена до конца
4. Диссоциация воды.
Водородный показатель
1. Основные положения теории электролитической
диссоциации
(слайд 4.)
В первой половине 19 в. М. Фарадей ввел понятие об
электролитах и неэлектролитах.
Электролиты –
вещества, водные растворы или расплавы которых проводят электрических ток.
Неэлектролиты – вещества, водные растворы или расплавы которых не
проводят электрический ток
(слайд 5.)
К электролитам относятся соли, кислоты, основания. В
молекулах этих веществ имеются ионные или ковалентные сильно полярные
химические связи.
(слайд 6.)
К неэлектролитам относятся вещества, в молекулах
которых имеются ковалентные неполярные или малополярные связи. Например,
кислород, водород, многие органические вещества – глюкоза, сахароза, бензол,
эфиры и др.
(слайд 7.)
Для объяснения электропроводности растворов и
расплавов солей, кислот, оснований шведский ученый С. Аррениус создал теорию
электролитической диссоциации (1887 г.). Представления о диссоциации
электролитов получили развитие в работах русских химиков И.А.Каблукова и В.А.
Кистяковского. Они применили к объяснению процесса электролитической
диссоциации химическую теорию растворов Д.И. Менделеева.
Основные положения ТЭД:
1. Молекулы электролитов при растворении в воде или расплавлении
распадаются на ионы. Процесс распада молекул электролитов на ионы в растворе
или расплаве называется электролитической диссоциацией (или ионизацией)
Ионы –
это атомы или группы атомов, имеющие положительный или отрицательный заряд (Na+
, S2-, NO3-
и др.)
Положительно заряженные ионы – катионы, отрицательно заряженные
ионы – анионы.
К катионам относятся ион водорода Н+, ион аммония NH4+, ионы металлов – Na+, Cu2+
, Al3+
и др.
К анионам относятся гидроксид – ион ОН- , ионы кислотных
остатков – Cl- SO42- , PO43- и др.
2. Диссоциация – процесс обратимый. Это значит, что одновременно
идут два противоположных процесса: распад молекул на ионы (диссоциация,
ионизация) и соединение ионов в молекулы (ассоциация, моляризация).
Диссоциацию молекул электролитов выражают уравнениями, в
которых вместо знака равенства ставят знак обратимости (↔).
Например,
Mg(NO3)2
↔ Mg2+ + 2NO3-
Каждая молекула нитрата магния диссоциирует на ион магния и два нитрат
– иона. Следовательно, в результате диссоциации одной молекулы Mg(NO3)2 образуется три иона.
Общая сумма зарядов
катионов и зарядов анионов равна нулю, т.к. молекула электролита нейтральна.
3. Ионы и атомы
одних и тех же элементов отличаются друг от друга по строению и свойствам.
4. Ионы
вступают во взаимодействие друг с другом – реакции ионного обмена.
(слайд 8-9.)
Механизм
электролитической диссоциации
Причины и механизм диссоциации электролитов объясняются
теорией растворов Д.И. Менделеева и природой химической связи. Как известно,
электролитами являются вещества с ионной или ковалентной сильно полярной
связями.
При растворении в воде ионных соединений, например хлорида
натрия NaCl, дипольные молекулы воды ориентируются вокруг ионов
натрия и хлорид-ионов. При этом положительные полюсы молекул воды притягиваются
к хлорид-ионам Cl-, отрицательные полюсы - к положительным ионам натрия Na+.
В результате этого взаимодействия между молекулами растворителя и
ионами электролита притяжение между ионами в кристаллической решетке вещества
ослабевает. Кристаллическая решетка разрушается, и ионы переходят в раствор.
Эти ионы в водном растворе находятся не в свободном состоянии, а связаны с
молекулами воды, т.е. являются гидратированными ионами.
При растворении в воде веществ с полярной ковалентной связью
происходит взаимодействие дипольных молекул воды с дипольными молекулами электролитов.
Например, при растворении в воде хлороводорода, изменяется характер связи в
молекуле HCl: сначала связь становится более полярной, а затем
переходит в ионную. Результатом процесса является диссоциация электролита и
образование в растворе гидратированных ионов.
Таким образом, главной причиной диссоциации в водных
растворах является гидратация ионов. В водных растворах все ионы находятся
в гидратированном состоянии. Для простоты в химических уравнениях ионы
изображают без молекул воды: H+, Mg2+,
NO3- и т.д.
(слайд 10.)
Степень
электролитической диссоциации. Сильные и слабые электролиты.
В водных растворах некоторые электролиты полностью распадаются
на ионы. Другие электролиты распадаются на ионы частично, часть их молекул
остается в растворе в недиссоциированном виде. Для количественной
характеристики электролитической диссоциации введено понятие степени
электролитической диссоциации, обозначаемое греческой буквой α.
Степень электролитической диссоциации - число, показывающее, какая часть молекул распалась
на ионы.
α =
число молекул, распавшихся на ионы / общее число растворенных молекул
(слайд 11.)
Степень диссоциации зависит от природы растворяемого
вещества и растворителя, концентрации раствора, температуры и других факторов.
При уменьшении концентрации электролита, т.е. при разбавлении
раствора, степень диссоциации увеличивается, т.к. увеличивается расстояние
между ионами в растворе.
При повышении температуры степень диссоциации, как правило,
увеличивается.
В зависимости от степени диссоциации электролиты делятся на
сильные и слабые.
(слайд 12.)
Сильные электролиты – это такие электролиты, которые в водных растворах
полностью диссоциируют на ионы, т.е. их степень диссоциации равна 1 (100%).
К сильным электролитам относятся:
1) соли,
2) сильные кислоты (HClO4, HClO3,
HNO3,
H2SO4, HCl, HBr, HI и др.)
3) щелочи (NaOH, KOH, LiOH, Ba(OH)2, Ca(OH)2
и др.)
(слайд 13.)
Слабые электролиты – это
такие электролиты, которые в водных растворах не полностью диссоциируют на
ионы, т.е. их степень диссоциации меньше 1 (100%), в большинстве случаев она
стремится к нулю. К слабым электролитам относятся:
1) cлабые кислоты ( H3PO4, H2S, H2SO3, H2SiO3, H2CO3, HCN, HNO2, HF, CH3COOH и др.)
2) нерастворимые в воде основания (Cu(OH)2, Fe(OH)3
и др.)
3) гидроксид аммония
4) вода
(слайд 14.)
Для характеристики слабых электролитов применяют константу
диссоциации КД.
Константа диссоциации характеризует способность слабого электролита
диссоциировать на ионы.
Чем > константа диссоциации, тем легче электролит распадается на
ионы. Для слабого электролита константа диссоциации – постоянная величина при
данной температуре.
2. Кислоты,
основания и соли с точки зрения ТЭД
(слайд 15.)
Кислоты
– электролиты, которые при диссоциации образуют только один вид катионов –
катионы водорода Н+
Составим уравнение электролитической диссоциации сильных кислот:
HCl
↔ H+ + Cl-
H2SO4
↔ 2H+ + SO42-
Слабые многоосновные кислоты диссоциируют ступенчато. Число ступеней
зависит от основности слабой кислоты Hx(Ac), где х – основность кислоты. Например,
H2CO3 ↔ H+
+ HCO3-
HCO3-
↔ H+
+ CO32-
К1 > K2
Растворы кислот имеют некоторые общие свойства, которые,
согласно ТЭД, объясняются присутствием в их растворах гидратированых ионов
водорода Н+ (Н3О+).
(слайд 16.)
Основания - электролиты, которые при диссоциации образуют только один вид
анионов - гидроксид-ионы ОН-.
Составим уравнение диссоциации сильных оснований (щелочей)
NaOH
↔ Na+ + OH-
Ba(OH)2
↔ Ba2+ + 2OH-
Слабые многокислотные основания диссоциируют ступенчато. Число ступеней
диссоциации определяется кислотностью слабого основания Ме(ОН)у ,
где у- кислотность основания.
Например,
Fe(OH)2 ↔ FeOH+ + OH-
FeOH+ ↔ Fe2+
+ OH-
К1 > K2
Основания имеют некоторые общие свойства. Общие свойства оснований
обусловлены присутствием гидроксид-ионов ОН-.
(слайд 17.)
Амфотерные гидроксиды – это слабые электролиты, которые при диссоциации
образуют одновременно катионы водорода Н+ и гидроксид-анионы ОН-
, т.е. диссоциируют по типу кислоты и по типу основания.
Составим уравнение электролитической диссоциации гидроксида цинка Zn(OH)2
без учета её ступенчатого характера
2H+
+ ZnO22- ↔ H2ZnO2 = Zn(OH)2 ↔ Zn2+ + 2OH-
по типу
кислоты по типу основания
(слайд 18.)
Средние
(нормальные) соли – сильные
электролиты, образующие при диссоциации катионы металла и анионы кислотного
остатка.
K2CO3 ↔
2K+ + CO32-
Al2(SO4)3
↔ 2Al3+ + 3SO42-
(слайд 19.)
Кислые соли – сильные электролиты, диссоциирующие на
катион металла и сложный анион, в состав которого входят атомы водорода и
кислотный остаток.
Например,
NaHCO3 ↔ Na+
+ HCO3- (α = 1)
Сложный анион
(гидрокарбонат-анион) частично диссоциирует:
НСО3-
↔ Н+ + СО32- (α << 1)
(слайд 20.)
Основные соли – электролиты, которые при диссоциации
образуют анионы кислотного остатка и сложные катионы, состоящие из атомов
металла и гидроксогрупп ОН-.
Например,
Fe(OH)2Cl ↔ Fe(OH)2+
+ 2Cl-
(α = 1)
Сложный катион FeOH 2+ частично диссоциирует по уравнениям, для
обоих ступеней диссоциации α << 1:
Fe(OH)2+
↔ FeOH 2+ + OH-
FeOH 2+ ↔ Fe3+
+ OH-
3. Условия течения реакций ионного обмена до конца
(слайд 21.)
Так как молекулы электролитов в растворах распадаются на ионы, то и
реакции в растворах электролитов происходят между ионами.
Реакции, протекающие между ионами, называются ионными реакциями.
(слайд 22.)
Условия течения реакций обмена между сильными электролитами в водных
растворах до конца:
1) образование малорастворимых веществ (осадки)
2) образование газообразных или летучих веществ
3) образование малодиссоциирующих веществ - слабых
электролитов
Далее по гиперссылке
(слайд 23-25.)
Рассмотрим эти случаи
1. Реакции с образованием малорастворимых веществ,
выпадающих в осадок
AgNO3 + HCl → AgCl↓ +
HNO3
Ag+
+ NO3- + H+ + Cl- → AgCl↓ + H+
+ NO3-
Ag+ + Cl-
→ AgCl↓
2. Реакции, протекающие с образованием газообразных
или летучих веществ
Na2CO3
+ 2HCl → 2NaCl + CO2↑ + H2O
2Na+
+ CO32- + 2H+ + 2Cl- → 2Na+
+ 2Cl- + CO2↑ + H2O
CO32-
+ 2H+
→ CO2↑
+ H2O
3. Реакции, идущие с образованием малодиссоциирующих
веществ (слабых электролитов)
NaOH + HCl → NaCl + H2O
Na+ + OH-
+ H+
+ Cl-
→ Na+
+ Cl-
+ H2O
OH- + H+ → H2O
(слайд 26.)
Если исходными
веществами реакций обмена являются сильные электролиты, которые при
взаимодействии не образуют малорастворимых или малодиссоциирующих веществ, то
такие реакции не протекают.
Например,
2NaCl + Ca(NO3)2
≠ 2NaNO3 + CaCl2
4. Диссоциация воды. Водородный показатель
(слайд 27.)
Вода – слабый амфотерный электролит. Уравнение диссоциации воды имеет
вид:
H2O ↔ H+ + OH-
При 250С [Н+] = [ОН-] = 10-7
моль/л.
Произведение концентраций ионов водорода и гидроксид-ионов называется ионным
произведением воды (К н2о)
К н2о – величина постоянная, и при температуре 25
К н2о = 10-7 ∙ 10-7 = 10-14
(слайд 28.)
Ионное произведение воды дает возможность для любого водного раствора
вычислить концентрацию гидроксид-ионов, если известна концентрация ионов
водорода, и наоборот.
Среду любого водного раствора можно охарактеризовать
концентрацией ионов водорода Н+ или гидроксид-ионов ОН-.
Водородным показателем рН называется отрицательный десятичный логарифм
концентрации ионов водорода
(слайд 29.)
В водных растворах различают три типа сред: нейтральную, щелочную и
кислую. Нейтральная среда – это среда, в которой концентрация ионов
водорода равна концентрации гидроксид-ионов
[Н+] = [ОН-] = 10-7 моль/л.
Щелочная среда – это среда, в которой концентрация ионов водорода
меньше концентрации гидроксид-ионов
[Н+] < [ОН-] [Н+] < 10-7
моль/л.
Кислая среда – это среда, в которой концентрация ионов водорода больше концентрации
гидроксид-ионов
[Н+] > [ОН-] [Н+] > 10-7
моль/л.
(слайд 30.)
Существуют различные методы измерения рН. Качественно характер среды
водных растворов определяют с помощью индикаторов. На практике применяют
индикаторы: лакмус, метилоранж, фенолфталеин, универсальный индикатор. (См.
таблицу)
Величина рН имеет большое значение в химических и
биологических процессах. Поэтому определение рН очень важно в технике, сельском
хозяйстве, медицине. Изменение рН крови или желудочного сока является
медицинским тестом в медицине. Отклонение рН от нормы даже на 0,01 единицы
свидетельствует о патологических процессах в организме. Постоянство
концентраций ионов водорода Н+ является одной из важных констант
внутренней среды живых организмов.
5. Закрепление
изученного материала
(приложение 1.)
! Обратите внимание, что ответы во всех тестовых заданиях следует
объяснить на основании теоретических знаний или написанием соответствующих
уравнений.
Оставьте свой комментарий
Авторизуйтесь, чтобы задавать вопросы.