Разработка темы по химии Теория электролитической диссоциации (9 класс)

ЭЛЕКТРОЛИТИЧЕСКАЯ ДИССОЦИАЦИЯ (ЭД).
Качественная характеристика процесса.
Можно выделить два принципиально различных случая растворения веществ в воде:
Гидратирование частиц растворенного вещества без структурных изменений (образование кристаллогидратов)
Гидратирование частиц растворенного вещества со структурными изменениями частиц, связанными с образованием подвижных заряженных частиц.
Вещества, растворение которых происходит по второму типу, называются электролитами.
Процесс распада вещества на ионы при растворении или расплаве называется ЭД. Механизм ЭД зависит от типа электролита: следует различать истинные и потенциальные электролиты.
Истинные электролиты находятся в виде ионов уже в твердом (индивидуальном) состоянии, т.е. при растворении или расплаве происходит разрушение ионной кристаллической решетки. При растворении разрушение происходит за счет взаимодействия ионов с молекулами воды и образования вокруг каждого иона гидратной оболочки, которая фактически компенсирует заряд иона. При расплаве – за счет усиления теплового колебания ионов в узлах решетки, вплоть до полной ее ликвидации. Таким образом, при разрушении ионной кристаллической решетки образуются разноименно заряженные частицы, которые при пропускании электрического тока начинают двигаться к соответствующим электродам, создавая электрический ток.
Потенциальные электролиты в индивидуальном состоянии ионов не содержат. В этом случае ионы появляются только при растворении (но не расплаве!) вещества в воде и при непосредственном участии молекул воды. Это вещества с сильнополярными связями, в первую очередь – кислоты. Под влиянием диполь-дипольного взаимодействия между молекулами HmA (A – кислотный остаток) и H2O происходит постепенное увеличение степени полярности связи НА. В результате происходит ее переход в ионную с одновременным распадом вещества на гидратированные ионы Н+ и Аm-. Поэтому определение электролитов можно сформулировать следующим образом: ВЕЩЕСТВА, РАСПЛАВЫ И РАСТВОРЫ В ВОДЕ КОТОРЫХ ПРОПУСКАЮТ ЭЛЕКТРИЧЕСКИЙ ТОК, НАЗЫВАЮТСЯ ЭЛЕКТРОЛИТАМИ.

ОСНОВНЫЕ ПОЛОЖЕНИЯ ТЕОРИИ ЭЛЕКТРОЛИТИЧЕСКОЙ ДИССОЦИАЦИИ.
Теория электролитической диссоциации была создана С.Аррениусом в 1887 году для водных растворов электролитов.
1. При растворении в воде или расплаве молекулы электролитов распадаются на ионы. Ионы могут быть простые ( состоящие из одного атома, например, Н+, С1-, Вг-, Са2+) или сложные ( состоящие из нескольких атомов, например, SO42-, NO3-). Простые ионы отличаются от атомов как по электронному строению, так и по свойствам (сравнить свойства газа хлора С12 и иона хлора Сl-; металла натрия Na и иона натрия Na+).
2. Диссоциация является обратимым процессом, т.е. в системе устанавливается динамическое равновесие двух процессов – процесса распада молекул на ионы и процесса воссоединения ионов с образованием молекул, т.е. количество распавшихся молекул равно количеству вновь образовавшихся.
3. Ионы в водных растворах и расплавах двигаются хаотически; при пропускании электрического тока начинается упорядоченное движение ионов: положительно заряженные (металлы и водород) идут к отрицательно заряженному электроду (катоду), а отрицательно заряженные ионы – к положительно заряженному электроду (аноду). Поэтому положительно заряженные ионы называются КАТИОНАМИ, а отрицательно заряженные ионы - АНИОНАМИ.
4. Суммарный заряд всех катионов равен суммарному заряду всех анионов, т.е. раствор электронейтрален.

В неорганической химии электролитами являются: основания, кислоты и соли.
ОСНОВАНИЯ- электролиты, диссоциирующие с образованием катионов металла и анионов гидроксила.
КИСЛОТЫ – электролиты, диссоциирующие с образованием катионов водорода и анионов кислотного остатка.
Средние соли – электролиты, диссоциирующие с образованием катионов металла и анионов кислотного остатка.
Кислые соли - электролиты, диссоциирующие с образованием катионов металла и водорода, и анионов кислотного остатка.
Основные соли – электролиты, диссоциирующие с образованием катионов металла и анионов гидроксила и кислотного остатка.

Количественная характеристика процесса.
Для количественной характеристики процесса электролитической диссоциации используют понятие степени диссоциации, являющейся отношением количества вещества электролита, распавшегося на ионы к общему количеству вещества, введенному в раствор (доля вещества, распавшегося на ионы, может быть выражена в процентах или в долях от единицы; величина безразмерная).
n распавшиеся на ионы молекулы вещества

· = n общее число молекул вещества в растворе

По величине степени диссоциации различают электролиты :
Сильные
· до 30%
Средние
· от 3% до 30%
Слабые
· менее 3 %.

Необходимо обратить внимание учащихся на различие понятий «растворимость» и «сила электролита». Разделение электролитов на сильные и слабые не зависит от растворимости вещества, и лишь от того сколько его молекул от общего числа растворенных распалось на ионы. Так, например,
гидроксид кальция Са(ОН)2 малорастворим в воде, но является сильным

электролитом и относится к щелочам.
Степень диссоциации (СД) зависит от следующих факторов:
От температуры (с повышением температуры СД повышается)
От разбавления раствора водой (чем ниже концентрация электролита в растворе, т.е. чем сильнее разбавление, тем больше его СД)


3. Ионные уравнения реакции.
Ионные реакции – это химические процессы обмена, протекающие в водном растворе с участием ионов электролитов. Их сущность отражают ионные уравнения реакций. Такие реакции в общем случае записываются в виде 3-х уравнений:
Молекулярного (показывает, какие вещества вступают в реакцию и образуются в результате химического взаимодействия);
Полного ионного (показывает, какие ионы вступают в реакцию и не участвуют в химическом взаимодействии);
Сокращенного ионного (показывает, какие ионы участвуют в химическом взаимодействии).

ПРАВИЛА ЗАПИСИ ИОННЫХ УРАВНЕНИЙ.
Как в левой, так и в правой частях уравнений не записывают в виде ионов, формулы веществ, которые не распадаются на ионы в водных растворах:
Нерастворимых и малорастворимых в воде вещества (кроме Са(ОН)2), которые устанавливаются по таблице растворимости;
Слабых электролитов, например, Н2О, слабые кислоты и конц. Н2SО4
Газов
Оксидов
Водородсодержащих остатков слабых кислот (гидроанионы)

В виде ионов записывают формулы:
Сильных кислот
Щелочей
Растворимых в воде солей
НАПРАВЛЕНИЕ ПРОТЕКАНИЯ ИОННЫХ РЕАКЦИЙ.
(правило Бертолле)
Реакции между растворами электролитов протекают необратимо, если в результате ее протекания образуют твердое малорастворимое или нерастворимое соединение (осадок), легколетучее вещество (газ) или малодиссоциирующее соединение (слабый электролит, в том числе и вода).
Выпадение осадка.
Молекулярное уравнение:
BaCl2 + Na2SO4 2NaCl + BaSO4
Полное ионное уравнение:
Ba2+ + 2Cl- + 2Na+ + SO42- 2Na+ + 2Cl- + BaSO4
Сокращенное ионное уравнение:
Ba2+ + SO42- BaSO4
Выделение газа - регенерация соответствующих газов из кислотных остатков слабых кислот (карбонаты, сульфиты и сульфиды) под воздействием более сильных кислот (катионов водорода):
Молекулярное уравнение:
CaCO3 + 2HCl CaCl2 + CO2 + H2O
Полное ионное уравнение:
CaCO3 + 2H+ + 2Cl- Ca2+ + 2Cl- + CO2 + H2O
Сокращенное ионное уравнение:
CaCO3 + 2H+ Ca2+ + CO2 + H2O

Образование малодиссоциирующего соединения:
Молекулярное уравнение:
NaOH + HCl NaCl + H2O
Полное ионное уравнение
Na+ + OH- + H+ + Cl- Na+ + Cl- + H2O
Сокращенное ионное уравнение:
OH- + H+ H2O