Тема Электролитическая диссоциация
Дата выдачи 11.04 Дата выполнения 18 апреля
При выполнении работы выполняем требования:
Записываем тему занятия, указываем число.
Указываем фамилию и имя студента.
Выполняем задания, не переписывая их формулировки.
Домашнее задание. Читам лекцию или смотрим видеоурок. Материал ниже домашнего задания
1. Записать определение электролитической диссоциации. Записать основные положения теории электролитической диссоциации.
2. Записать определение электролит и неэлектролит, привести примеры.
3. Записать определение ион, катион, анион.
4. Записать определения кислоты, основания и соли.
Лекция
Https://infourok.ru/videouroki/915 Можно посмотреть урок, записанный на видео. Можно пользоваться лекцией.
Основные положения теории электролитической диссоциации
Из предыдущего занятия вам уже известно, что теория электролитической диссоциации была сформулирована шведским ученым Сванте Аррениусом в одна тысяча восемьсот семьдесят седьмом 1877 году.
Электролитическая диссоциация – это процесс распада электролита на ионы.
Электролитами называют вещества, водные растворы или расплавы которых проводят электрический ток.К ним относят кислоты, соли, основания
Неэлектролиты — называют вещества, растворы или расплавы которых не проводят электрический ток. К ним относятся: кислород, водород, многие органические вещества (сахара, эфиры, бензол и др.). В молекулах этих веществ существуют ковалентные неполярные или малополярные связи.
В настоящее время уже четко сформулированы все основные положения теории электролитической диссоциации. Давайте рассмотрим подробно все ее пункты.
1. При растворении в воде электролиты диссоциируют (распадаются) на положительные и отрицательные ионы.
Ионы – это форма существования химического элемента, представляющая собой положительно или отрицательно заряженные частицы, в которые превращаются атомы или группы атомов в результате отдачи или присоединения электронов.
Ионы находятся в более устойчивых электронных состояниях, чем атомы. Они могут состоять из одного атома – это простые ионы. Например: Na+, Mg2+, Al3+. Если ионы состоят из нескольких атомов, то это сложные ионы. Например: NO-3 , SO42-, PO43- .
Многие ионы окрашены. Например, ион MnO4- имеет малиновый цвет, ион CrO42- - желтый.
Атомы и ионы отличаются по своим свойствам. Например, ионы Na+ и Cl- - бесцветны. В отличие от них атомы металла натрия Na0 и газообразного газа хлора Cl20 имеют совсем другие свойства: натрий – металлический блеск, газ хлор – желто-зеленый цвет.
2. Причиной диссоциации электролита в водном растворе является его гидратация, т. е. взаимодействие электролита с молекулами воды и разрыв химической связи в нем.
По наличию водной оболочки ионы делятся на гидратированные, то есть связанные с молекулами воды (находятся в водных растворах и кристаллогидратах) и негидратированные (находятся в безводных солях).
Свойства гидратированных и негидратированных ионов различаются. Например, негидратированный ион меди Cu2+ – бесцветный в безводных кристаллах сульфата меди (II), и имеет голубой цвет, когда гидратирован.
3. Под действием электрического тока, положительно заряженные ионы движутся к отрицательно заряженному полюсу источника тока – катоду, поэтому их называют катионами, а отрицательно заряженные ионы движутся положительному полюсу источника тока – аноду, поэтому их называют анионами.
Например, при диссоциации серной кислоты H2SO4, катионы Н+ движутся к катоду, а анионы SO42- - к аноду.
Следовательно, ионы можно также классифицировать по знаку их заряда на катионы – положительно заряженные ионы (например, катионы водорода Н+, калия К+, алюминия Al3+ и анионы – отрицательно заряженные ионы (например – NO43-, SO42-, PO43-).
В растворах электролитов сумма зарядов катионов равна сумме зарядов анионов, поэтому эти растворы электронейтральны.
4. Электролитическая диссоциация – процесс обратимый для слабых электролитов.
Одновременно с процессом диссоциации слабых электролитов в водных растворах происходит и процесс ассоциации (соединения ионов). Поэтому в уравнениях вместо равенства ставят знак обратимости. Например, угольная кислота обратимо диссоциирует на катионы водорода и анионы кислотного остатка– карбонат-ионы: Н2СО3 
2Н+ + СО32-
5. Не все электролиты в одинаковой мере диссоциируют на ионы.
По степени электролитической диссоциации электролиты разделяют на сильные и слабые.
Сильные электролиты при растворении в воде практически полностью диссоциируют на ионы.
Например, хлорид натрия (NaCl), состоящий из атомов натрия и хлора, при диссоциации в водном растворе практически полность распадается на катионы натрия и анионы хлора:
NaCl → Na+ + Cl-.
Слабые электролиты при растворении в воде почти не диссоциируют на ионы.
Например, при диссоциации слабой азотистой кислоты в растворе одновременно будут присутствовать и целые молекулы азотистой кислоты и ионы, на которые она распалась:
HNO2 
H+ + NO2-
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.
Кислотами называют электролиты, которые при диссоциации образуют катионы водорода и анионы кислотного остатка.
В зависимости от основности различают: одноосновные и многоосновные кислоты:
1) одноосновные (например, азотная кислота HNO3) диссоциируют одноступеньчато:
Например, HNO3 = H++ NO3- (диссоциирует на катионы водорода и нитрат-анионы (анионы кислотных остатков)).
2) Многоосновные ( например, серная кислота H2SO4 диссоциируют двухступеньчато:
1. H2SO4 H+ + HSO4- (первая ступень – образование катионов водорода и гидросульфат-анионов (анионы кислотных остатков)),
2. HSO4- H+ + SO42- (вторая ступень – образование катионов водорода и фосфат-анионов (анионы кислотных остатков)).
Например, фосфорная кислота так же относится к многоосновным. Фосфорная кислота H3PO4 диссоциирует трехступеньчато:
1. H3PO4 H+ + H2PO4- (первая ступень – образование катионов водорода и дигидрофосфат- анионов (анионы кислотных остатков));
2. H2PO4- H+ + HPO42- (вторая ступень – образование катионов водорода и гидрофосфат- анионов (анионы кислотных остатков));
3. HPO42- H+ + PO43- (третья ступень – образование катионов водорода и фосфат- анионов).
Диссоциация по второй ступени происходит намного слабее, чем по первой. Диссоциация по третьей ступени при обычных условиях почти не происходит.
Катионами водорода, образующимися при диссоциации, обусловлены характерные свойства кислот: кислый вкус, изменение окраски индикаторов и так далее.
Основаниями называют электролиты, которые при диссоциации образуют катионы металла и гидроксид-анионы. Например: КОН = К+ + ОН-.
Общие свойства оснований – мылкость на ощупь, изменение окраски индикаторов и другие - обусловлены гидроксид-ионами ОН-.
Солями называют электролиты, которые при диссоциации образуют катионы металла (или аммония NH4+ ) и анионы кислотных остатков.
Например: K2SO4 = 2K+ + SO42- .
Общие свойства солей определяются как катионами металла, так и анионами кислотного остатка.
ВЫВОД: основные положения теории электролитической диссоциации отражают все процессы, происходящие при растворении веществ.