Дата: 06.11.2021 (1 час)
Цель: дать понятие о сущности реакций ионного обмена. Рассмотреть условия протекания данных реакций до конца; познакомить студентов с реакциями ионного обмена и условиями их протекания; научиться составлять ионные уравнения; закрепить знания пользоваться таблицей растворимости для прогнозирования возможных химических реакций; совершенствование химического языка студентов.
Студенты должны знать: понятия «электролиты», «неэлектролиты», определения солей, кислот, оснований как электролитов; понимать механизм диссоциации веществ с различными видами связи; формулировать основные положения теории электролитической диссоциации.
Студенты должны уметь: решать уравнения и работать по таблице растворимости.
План.
1. Электролиты и неэлектролиты. Электролитическая диссоциация.
2. Сильные и слабые электролиты.
3. Степень электролитической диссоциации.
4.Кислоты как электролиты.
5. Основания как электролиты.
6. Соли как электролиты.
Опорный конспект
Электролиты и неэлектролиты. Электролитическая диссоциация.
П о способности проводить электрический ток в водном растворе или расплаве вещества подразделяют на электролиты и неэлектролиты.
Электролиты — это вещества, растворы или расплав которых проводят электрический ток (обладают ионной проводимостью ). Это соли, кислоты, основания. В электролитах имеются ионные или ковалентные сильнополярные связи.
Неэлектролиты — это вещества, растворы и расплавы которых, не проводят электрический ток (не обладай ионной проводимостью), например простые вещества неметаллы, их оксиды, многие органические вещества (эфир, углеводы, бензол и др.). В молекулах этих веществ ковалентные неполярные или малопол яр ные связи.
|
Электролитическая диссоциация — это распад электролита на ионы при его растворении или расплавлении.
Сильные и слабые электролиты.
В зависимости от степени полярности связи в электролите, процесс электролитической диссоциации может быть необратимым или обратимым.
Диссоциация в воде ионных соединений и веществ с ковалентными сильнополярными связями является необратимым процессом (=):
Ва(ОН)2 = Ва2++ 2ОН- НС1 = Н+ + Сl- Na2S = 2Na+ + S2-
Сильные электролиты – вещества, полностью (100%) диссоциирующие на ионы(вводном растворе сильного электролита находятся только его гидратированные ионы, молекул нет).
Cильные электролиты:
· почти все соли: КСl, Na2SO4, Са(NO3)2; Na2S = 2Na+ + S2-
· многие неорганические кислоты: HNО3, H2S04, H2Se04, HClO3, НСI04, HBrО3, HIO3, HMnО4, HCl, HBr, HI; НС1 = Н+ + Сl-; H2S04 = 2Н+ + S042-
· гидроксиды щелочных, щелочно-земельных металлов и таллия(I): NaOH, Ca(OH)2, TlOH. NaOH = Na+ + OH-; Ca(OH)2 = Ca2+ + 2 OH-
Диссоциация веществ с менее полярной связью является обратимым процессом:
H2S = Н+ + HS- NH3 • Н20 = NH4+ + ОH-
Слабые электролиты – вещества, частично диссоциирующие на ионы(раствор слабого электролита содержит как исходные молекулы, так и продукты диссоциации — гидратированные ионы).
Слабыми электролитами являются (все остальные вещества):
· почти все органические кислоты и вода; Н2О = Н+ + ОН-
· некоторые неорганические кислоты: HF, НСlO, НС1O2, HNO2, HCN, H2S, HBrO, H3PО4, H2CО3, H2Si03, H2S03 и др.;
· некоторые нерастворимые гидроксиды металлов: Fe(ОН)3, Zn(OH)2 и др., а также гидрат аммиака NH3 • Н2О.
|
Степень электролитической диссоциации.
Количественной характеристикой диссоциации слабых электролитов служит степень диссоциации электролит (а) — отношение числа молекул, распавшихся на ионы, к общему числу растворенных молекул электролита. Степень диссоциации выражают в долях единицы или процентах:
N дис N дис
a = ------------ или a = ---------- x 100%
N общ N общ
Степень диссоциации можно выразить и через отношение количества вещества, распавшегося на ионы (Vдис), к общему количеству вещества растворенного электролита (Vo6щ):
V дис V дис
a = ------------ или a = ---------- x 100%
V общ V общ
Степень диссоциации зависит от природы электролита и растворителя, а также от концентрации. Так, при разбавлении раствора уксусной кислоты ее степень диссоциации увеличивается:
· с (моль/л): 1 0,1 10-2 10-3 10-4
· а (%): 0,40% 1,36% 4,20% 12,60% 34,30%
Степень диссоциации слабых электролитов, за исключением воды, практически не зависит от температуры. Степень диссоциации воды с повышением температуры возрастает. Степень электролитической диссоциации некоторых слабых электролитов в 0,1 М водных растворах.
а, %
Электролит
а, %
HF
7,0
Н 2 С0 3 (С0 2 Н 2 0)
0,17
NH 3 •Н20 (NH 4 OH)
1,4
h2s
0,07
СН 3 СООН
1,36
н2о
2 • 10~7
В растворах слабых электролитов устанавливается равновесие между недиссоциированными молекулами и ионами:
CH3COOH H+ + CH3COO-
Кислоты как электролиты.
В состав каждой кислоты входят атомы водорода и кислотные остатки. Поэтому при диссоциации любой кислоты в растворе образуются в качестве катионов только положительно заряженные ионы водорода, в качестве анионов – ионы различных кислотных остатков: HCl = H+ + Cl- Примеры кислот (наизусть).
|
В свете представлений об электролитической диссоциации кислоты – это электролиты, которые при диссоциации в водных растворах в качестве катионов отщепляют только ионы водорода.
Теперь запишем уравнения диссоциации этих кислот (HCl – сильная кислота, HNO2 - слабая кислота)
HCl = H+ + Cl- HNO2 = H+ + NO2-
Многоосновные кислоты диссоциируют постепенно: сначала отщепляется один ион водорода Н+, затем второй и т.д. В результате этого первоначально образуется анион с отрицательным зарядом – 1, затем с зарядом – 2 и т.д. Такую диссоциацию называют ступенчатой и выражают несколькими уравнениями.
Например, рассмотрим диссоциацию сернистой кислоты:
Н О
S O
H O
Знак показывает, где происходит разрыв связи в молекуле кислоты при диссоциации по первой ступени, а знак другой знак – по второй ступени.
Первая ступень диссоциации (отщепление одного иона водорода Н+ от нейтральной молекулы и образование гидросульфит – иона):
H2SO3 H+ + HSO3-
Вторая ступень диссоциации (отщепление одного иона водорода Н+ от аниона HSO3- и образование сульфит – иона):
HSO3- H+ + SO32-
Число ступеней диссоциации зависит от основности кислоты, т.е. от числа атомов водорода в молекуле кислоты. Задание: написать диссоциацию фосфорной кислоты.
Диссоциация кислот по первой ступени протекает сильнее, чем по второй, а по второй – сильнее, чем по третьей и т.д. Связано это с тем, что отщепление положительно заряженного иона Н+ от нейтральной молекулы кислоты происходит легче, чем от отрицательно заряженных анионов. Чем выше заряд аниона, тем труднее преодолеть положительно заряженному иону Н+ его притяжение.
Растворы всех кислот имеют некоторые общие свойства, обусловленные наличием в водных растворах ионов водорода (анионы в этом отношении значения не имеют). Так, кислый вкус ионов водорода Н+ мы ощущаем, когда употребляем пищу, приправленную уксусом (раствор уксусной кислоты), лимоны также имеют кислый вкус за счет ионов водорода Н+, которые отщепляют молекулы лимонной кислоты. Поэтому ион водорода Н+ является носителем кислотных свойств.
Следовательно, свойства кислот, которые они проявляют в водных растворах, - это свойства ионов Н+.