Лекция на тему : " Электролитическая диссоциация"

Теория электролитической диссоциации.

Свойства растворов электролитов

Цели: углубить и обобщить знания, основные понятия электролитической диссоциации; научить применять их в составлении уравнений диссоциации, реакций ионного обмена; дать представление об универсальности теории электролитической диссоциации, применении ее для неорганической и органической химии.

Основные понятия: электролиты, неэлектролиты, диссоциация, ассоциация, гидратированные ионы, катионы, анионы, сильные, слабые электролиты, степень электролитической диссоциации, константа диссоциации.

Оборудование: распечатанные вопросы теста на столе, опорный конспект, лекция.

Ход занятия:

I. Организационный момент

II. Изучение нового материала

План

1. Основные понятия теории электролитической диссоциации:

а) электролит и неэлектролит;

б) сильные и слабые электролиты;

в) степень диссоциации, константа диссоциации.

2. Диссоциация кислот, солей, оснований.

3. Реакции ионного обмена.

В 9 классе тема ТЭД была изучена. На данном занятии нам предстоит вспомнить узловые теоретические вопросы данной темы, закрепить основные понятия ТЭД, а также умение составлять уравнения диссоциации электролитов и реакции ионного обмена.

Электролиты — вещества, растворы и расплавы которых проводят электрический ток. Как правило, это соединения с ионной связью и с ковалентной полярной связью:

KCl — ионная связь;

HNO₃^- — между Н⁺ и NO₃ — ионная связь.

Неэлектролиты — вещества, растворы и расплавы которых не проводят электрический ток (органические соединения, газы):

С₆Н₁₂O₆ — глюкоза,

С₂Н₅ОН — этанол, спирт.

Диссоциация — распад электролита на ионы при растворении или расплавлении. Это процесс обратимый. Процесс, обратный диссоциации, называется ассоциацией.

Механизм диссоциации:

а) веществ с ионной связью:

б) веществ с ковалентной полярной связью:

«диполь воды» поляризует связь, она становится ионной:

Катионы:

Na⁺ — катион натрия;

Са²⁺ — катион кальция;

NH₄⁺ — катион аммония.

Анионы:

МnО₄^- — перманганат-анион;

РO₄^3- — фосфат-анион;

NO₂^- — нитрит-анион;

HCO₃^- — гидрокарбонат-анион.

Электролитическая диссоциация Кислот, Солей, Щелочей.

Кислоты — электролиты, в растворах которых представлены в качестве катионов только катионы водорода:

Щелочи — электролиты, в растворах которых представлен в качестве анионов. Только гидроксид-анионы:

Соли — электролиты, в растворах которых при диссоциации образуются катионы металлов (или ион аммония) и анионы кислотных остатков.

9 . — основание

— кислота

— соль средняя

— соль средняя

С тепень электролитической диссоциации α- показывает процент молекул, продиссоциированных к общему количеству молекул электролита:

а) электролиты сильные, α → 1.

HNO₃;

Na₂S;

КОН.

В их растворах равновесие полностью смещается в сторону прямой реакции:

б) электролиты слабые, α → 0.

ВаСO₃;

Fe(OH)₃;

Са₃(РO₄)₂;

Н₃РO₄;

NH₄OH;

Н₂СO₃.

Многие диссоциируют ступенчато.

В растворах слабых электролитов равновесие смещается в сторону образования молекул, т. е. в сторону обратной реакции.

Для характеристики слабых электролитов используют константу диссоциации по каждой ступени

Константа диссоциации есть отношение произведения равновесных концентраций катионов и анионов, возведенных в степени коэффициентов равновесных концентраций, к концентрации непродиссоциированных молекул, K_д зависит от природы электролита, природы растворителя, температуры, но не зависит от концентрации.

Иногда K_д вычисляют, используя концентрацию и степень диссоциации:

Пример:

при t° = 25° С

Итак, чем больше К_д, тем легче идет распад электролита на ионы, тем больше ионов в его растворе, тем сильнее электролит.

Реакции ионного обмена необратимы, если образуются осадок, газ, вода, слабый электролит:

- уравнение молекулярного вида

- общий ионный вид

- слабый электролит воды; уравнение краткого ионного вида

— реакция ионного обмена не имеет смысла

Ионы могут вступать в реакции окислительно-восстановительного взаимодействия с атомами, молекулами.

Домашнее задание: конспект

Водородный показатель

Цели: рассмотреть понятие «водородный показатель»; дать представление об ионном произведении воды, константе диссоциации воды, научить применять понятие «водородный показатель» для характеристики среды растворов электролитов и для экспериментального определения среды.

Основные понятия: водородный показатель — pH, ионное произведение воды, кислая, нейтральная, щелочная среды, индикаторы.

Оборудование: индикаторы (метилоранж, фенолфталеин, синий лакмус, универсальный индикатор), растворы кислот, щелочей, вода; раствор мыла (хозяйственного, туалетного), желудочный сок, шампунь, электролиты № 1, 2, 3, пробирки.

Ход занятия:

I. Организационный момент

II. Изучение нового материала

План :

1. Вода — слабый электролит. Диссоциация воды. Константа воды. Ионное произведение воды.

2. а) водородный показатель;

б) среда кислая, щелочная, нейтральная.

3. Качественное определение типа среды. Индикаторы и их реакция на различный тип среды.

4. Характеристика среды в живом организме с использованием водородного показателя.

Вода — очень слабый электролит.

Уравнение диссоциации воды следующее:

Так как диссоциирует ничтожно малое количество молекул воды, то величина равновесной концентрации воды [Н₂O] очень мала, ей можно пренебречь.

Произведение концентрации катионов водорода и гидроксид-ионов называется ионным произведением воды; при t = 25 °С К_в= 10^-14. Эта величина постоянная. Ионное произведение воды дает возможность вычислить концентрации гидроксид-ионов, если известны концентрации катионов водорода и наоборот.

Пример.

По концентрации ионов водорода гидроксид-анионов различают типы сред:

нейтральная среда — [H⁺] = [ОН^-] = 10^-7;

кислотная среда — [Н⁺] [ОН^-] 10^-7;

щелочная среда — [Н⁺] ^-] ^-7.