Урок-лекция "Электролитическая диссоциация. Ионные реакции"

Химия Лекция 6 Электролитическая диссоциация. Ионные реакции  

ПЛАН

1. Растворы. Теория электролитической диссоциации. 2. Степень диссоциации. Сильные и слабые электролиты. 3. Среды водных растворов электролитов. Водородный показатель. 4. Ионные реакции.

1. Теория электролитической диссоциации.

Раствор — это однородная система из двух или более компонентов, состав которой можно изменять в определенных пределах без нарушения однородности.

Все растворы можно разделить на неэлектролиты (не проводящие электрический ток) и электролиты (растворы, проводящие электрический ток). К электролитам относятся кислоты, основания и почти все соли. При растворении в воде они распадаются на ионы, движение которых обеспечивает электропроводность растворов этих веществ.

Распад электролитов на ионы при растворении их в воде называется электролитической диссоциацией или ионизацией веществ в растворах.

Возможность распада растворенного вещества на ионы определяется природой растворенного вещества и растворителя. Электролитической диссоциации подвергаются ионные соединения и молекулярные соединения с полярным типом связи в полярных растворителях. Вода – наиболее сильный ионизирующий растворитель.

Основные положения теории электролитической диссоциации были разработаны шведским химиком С. Аррениусом (1887) и сводятся к следующему.

• Электролиты при растворении в воде распадаются (диссоциируют) на ионы — частицы с положительным (катионы) и отрицательным (анионы) зарядом. Ионы могут быть простыми

(Na+ , Mg2+, Al3+, и т. д.), сложными ( 2 NH 4 + , NO 3 − , SO 4 − и т. д.) или комплексными: [Zn(NH 3 ) 4 ] 2+ , [Fe(CN) 6 ] 3− и т. д.

2. Под действием электрического поля движение ионов становится направленным: катионы движутся к катоду, анионы — к аноду.

3. Диссоциация — обратимый процесс, поэтому в уравнениях (схемах) диссоциации вместо знака равенства ставится знак обратимости. Краткая схема диссоциации электролита, состоящего из катионов (К) и анионов (А) записывается так:

КA К + + A − R

К + + A − R

Теория электролитической диссоциации согласуется с атомно-молекулярным учением, строением атомов и результатами экспериментальных исследований.

Теория Аррениуса не объясняет механизма электролитической диссоциации, так как её автор находился на позициях физической теории и не связывал распад на ионы электролитов с их взаимодействием с растворителем. Причину электролитической диссоциации объяснили российские химики И. А. Каблуков и В. А. Кистяковский (1890 – 1891), которые опирались на химическую теорию растворов Д.И. Менделеева (1887).

Легче всего и практически нацело диссоциируют вещества с ионной связью, состоящие из ионов. При их растворении полярные молекулы воды, являющиеся диполями, притягиваются к поверхностным ионам вещества, ориентируясь по отношению к ним противоположно заряженными полюсами.

В результате взаимодействие между ионами электролита ослабляется, происходит разрыв химических связей между ионами и ионы переходят в раствор в гидратированном состоянии (гидратированные ионы).

Несколько иной механизм диссоциации у электролитов, молекулы которых образованы ковалентно-полярными связями. В этом случае диполи воды ориентируются вокруг каждой полярной молекулы растворимого вещества. В результате происходит дополнительная поляризация связи, полярная молекула превращается в ионную, которая легко распадается на гидратированные ионы.

Распад на ионы ковалентно-полярных веществ называется ионизацией, а сами вещества — потенциальными электролитами. Ионные соединения, которые в твердом состоянии образуют ионную кристаллическую решетку (типичные соли), называются настоящими (истинными) электролитами.

Гидратированные ионы

2. Степень диссоциации. Сильные и слабые электролиты.

Для количественной характеристики обратимого процесса электролитической диссоциации используется понятие степени ЭД.

Степень диссоциации (α) показывает, какая доля от общего количества электролита распадается на ионы. Ее выражают в долях от единицы или в процентах. Численное значение α варьируется в широких пределах от нуля (неэлектролиты) до 1 (или 100 %) в случае полной диссоциации электролита. Степень диссоциации зависит от природы электролита и растворителя, от концентрации и температуры раствора.

По значению степени диссоциации электролиты классифицируют на сильные, средней силы и слабые .

3. Среды водных растворов электролитов. Водородный показатель.

Различают три типа сред водных растворов электролитов: нейтральную, кислую и щелочную.

Для характеристики сред растворов используют водородный показатель рН (ввел понятие датский химик Сёренсен). « р » - начальная буква слова potenz- математическая степень, « Н » - химический знак водорода.

Водородным показателем называется отрицательный десятичный логарифм концентрации ионов водорода.

рН = - lg [H + ]

меньше 7 - среда кислая, =7 среда нейтральная, больше 7 – среда щелочная

4. Ионные реакции.

Реакции, протекающие между ионами, называются ионными реакциями . При написании ионных уравнений пользуются таблицей растворимости, где указаны катионы и анионы и растворимость образуемых ими веществ.

Ионные реакции могут быть обратимыми, но могут идти и до конца (по правилу Бертолле).

Составим молекулярное уравнение реакции между гидроксидом железа (III) и азотной кислотой. Расставим коэффициенты.

Fe(OH) 3  + 3HNO 3  = Fe(NO 3 ) 3  + 3H 2 O

Запишем данное уравнение в полной ионной форме:

(гидроксид железа (III) является нерастворимым снованием, поэтому не подвергается электролитической диссоциации.

Вода – малодиссоциирующее вещество, на ионы в растворе практически не распадается.)

Fe(OH) 3  + 3H +  + 3NO 3 -  = Fe 3+  + 3NO 3 -  + 3H 2 O

Зачеркнем одинаковое количество нитрат-анионов слева и справа, запишем сокращенное ионное уравнение:

Fe(OH) 3  + 3H +   = Fe 3+  + 3H 2 O

Данная реакция протекает  до конца, т.к. образуется малодиссоциирующее вещество – вода.

Задания для самостоятельной работы

Учебник О. С. Габриелян, Г. Г. Лысова

«Химия 11 класс, базовый уровень»

Стр. 156, №№ 3, 4, 8, 9, 10, 11.