Основные положения теории электролитической диссоциации. Кислоты, основания и соли как электролиты.

Классическая теория электролитической диссоциации была создана С. Аррениусом и В. Оствальдом в 1887 году. Аррениус придерживался физической теории растворов, не учитывал взаимодействие электролита с водой и считал, что в растворах находятся свободные ионы. Русские химики И. А. Каблуков и В. А. Кистяковский применили для объяснения электролитической диссоциации химическую теорию растворов Д. И. Менделеева и доказали, что при растворении электролита происходит его химическое взаимодействие с водой, в результате которого электролит диссоциирует на ионы.

Классическая теория электролитической диссоциации основана на предположении о неполной диссоциации растворённого вещества, характеризуемой степенью диссоциации α, т. е. долей распавшихся молекул электролита. Динамическое равновесие между недиссоциированными молекулами и ионами описывается законом действующих масс.

Вещества, распадающиеся на ионы, называют электролитами. Электролиты – вещества с ионной или сильно ковалентной связью: кислоты, основания, соли. остальные вещества – неэлектролиты; к ним относятся вещества с неполярной или слабо полярной ковалентной связью; например, многие органические соединения.

Теория Электролитической диссоциации:

1. при растворении в воде электролиты распадаются на положительные ионы (катионы) и отрицательные ионы (анионы). ионы в растворе взаимодействуют с молекулами воды (гидратация). Процесс диссоциации является обратимым.

2. под действием постоянного электрического тока катионы движутся по катоду, анионы – к аноду.

3. степень диссоциации зависит от природы электролита и растворителя, концентрации электролита и температуры.

Степень диссоциации (а) – отношение числа молекул, распавшихся на ионы (N’) к общему числу растворенных молекул (N): а = N’/ N;

Сильный электролит – вещество, степень диссоциации которого больше 30%.. к сильным электролитам относят все соли, сильные кислоты, сильные основания.

Слабый электролит – вещество, степень диссоциации которого меньше 3%. к слабым электролитам относят слабые кислоты, слабые основания.

степень диссоциации зависит от концентрации вещества в растворе, поэтому некоторые слабые электролиты при разбавлении могут стать сильными.

константа диссоциации – константа равновесия электролитической диссоциации. она равна отношению произведений концентраций ионов, образующихся при диссоциации, к концентрации исходных частиц.

Уравнения химических реакций:

а) СuSO₄ + Ba(NO₃)₂ = Cu(NO₃)₂ + BaSO₄ ;

б) СuSO₄ + BaСl₂ = CuCl₂ + BaSO₄ ;

в) СuSO₄ + 2NaOH = Na₂SO₄ + Cu(OH)₂ ;

г) AgNO₃ + HCl = HNO₃ + AgCl ;

е) AgNO₃ + NaCl = NaNO₃ + AgCl .

На основании этих реакций можно сделать следующие выводы:
1) ионы металлов, гидроксильные группы и кислотные остатки реагируют в водных растворах как самостоятельно существующие частицы;
2) гидроксильные группы, кислотные остатки, атомы водорода кислот и атомы металлов солей являются теми электрически заряженными частицами, которые находятся в растворах кислот, щелочей и солей.
Поскольку число молекул воды, которое присоединяют ионы, неизвестно, то процесс диссоциации кислоты, щелочей и солей упрощенно можно изображать так:

HCl = H⁺ + Cl^–,

NaOH = Na⁺ + OH^–,

NaCl = Na⁺ + Cl^–.

Многоосновные кислоты и кислые соли диссоциируют ступенчато. Чтобы показать неполную диссоциацию молекул и ионов, не относящихся к сильным электролитам, используют знак обратимости « ». Например, для H₂SO₄ и ее кислой соли NaHSO₄:

H₂SO₄ = H⁺ + HSO₄^-

HSO₄^- H⁺ + SO₄^2-

NaHSO₄ = Na⁺ + HSO₄^-

HSO₄^- H⁺ + SO₄^2-

Следует запомнить и не допускать ошибок при написании уравнений диссоциации нерастворимых и малорастворимых веществ, которые практически не диссоциируют на ионы или диссоциируют в малой степени:

CaCO₃ нет диссоциации,

СuSO₄ Cu²⁺ + SO₄^2-

Учитывая диссоциацию в растворах, уравнения многих реакций можно записать в сокращенном ионном виде. Ионное уравнение показывает, какие именно ионы участвуют в реакции. Например, полное уравнение реакции AgNO₃ AgCl + NaNO + NaCl =₃ можно записать в сокращенном ионном виде: Ag⁺ + Cl^{– =} AgCl. Суть реакции состоит в образовании осадка AgCl при встрече ионов Ag⁺ и Cl^–, тогда как ионы Na⁺ и NO₃^– остаются в растворе и фактически не принимают участия в реакции.

Вопросы для самоконтроля

- Какие типы химических реакций Вы знаете?

- Что такое ионы?

- Какие ионы бывают?

- Что такое реакции ионного обмена?

Отвечать на вопросы учебника: Химия для профессий и специальностей технического профиля: учебник для студ. учреждений сред. проф. образования / О.С.Габриелян, И.Г. Остроумов, страница 67.

ПЛАН ЗАНЯТИЯ № 13

Дисциплина: Химия.

Тема: Кислоты.

Цель занятия: Закрепить и обобщить знания учащихся об особенностях класса неорганических веществ – кислот. Познакомить учащихся с химическими свойствами кислот. Показать использование на уроках химии электрохимического ряда напряжения металлов и таблицы растворимости

Планируемые результаты

Предметные: владение основополагающими химическими понятиями, теориями, законами и закономерностями; сформированность умения давать количественные оценки и производить расчеты по химическим формулам и уравнениям;

Метапредметные: применение основных методов познания (наблюдения, научного эксперимента) для изучения различных сторон химических объектов и процессов, с которыми возникает необходимость сталкиваться в профессиональной сфере;

Личностные: умение использовать достижения современной химической науки и химических технологий для повышения собственного интеллектуального развития в выбранной профессиональной деятельности;

Норма времени: 2 часа

Вид занятия: Лекция.

План занятия:

1. Кислоты как электролиты, их классификация по различным признакам.

2. Химические свойства кислот в свете теории электролитической диссоциации. Особенности взаимодействия концентрированной серной и азотной кислот с металлами.

3. Основные способы получения кислоты.

Оснащение: Таблица растворимости, Периодическая система химических элементов, ряд активности металлов.

Литература:

1. Химия 11 класс: учеб. для общеобразоват. организаций Г.Е. Рудзитис, Ф.Г. Фельдман. – М.:Просвещение, 2014. -208 с.: ил..

2. Химия для профессий и специальностей технического профиля: учебник для студ. учреждений сред. проф. образования / О.С.Габриелян, И.Г. Остроумов. – 5 - изд., стер. – М.: Издательский центр «Академия», 2017. – 272с., с цв. ил.

Преподаватель: Тубальцева Ю.Н.

Тема 13. Кислоты.

План:

1. Кислоты как электролиты, их классификация по различным признакам.

2. Химические свойства кислот в свете теории электролитической диссоциации.

3. Особенности взаимодействия концентрированной серной и азотной кислот с металлами.

4. Основные способы получения кислоты.