(1887) для объяснения свойств водных растворов электролитов. В дальнейшем она развивалась многими учеными на основе учения о строении атома и химической связи. Современное содержание этой теории можно свести к следующим трем положениям:

Схема растворения кристалла поваренной соли. Ионы натрия и хлора в растворе.

1. Электролиты при растворении в воде диссоциируют (распадаются) на ионы - положительно и отрицательно заряженные. («Ион» в переводе с греческого означает «странствующий». В растворе ионы беспорядочно движутся в различных направлениях.)

2. Под действием электрического тока ионы приобретают направленное движение: положительно заряженные движутся к катоду, отрицательно заряженные - к аноду. Поэтому первые называются катионами, вторые - анионами. Направленное движение ионов происходит в результате притяжения их противоположно заряженных электродами.

3. Диссоциация - обратимый процесс. Это означает, что наступает такое состояние равновесия, при котором сколько молекул распадается на ионы (диссоциация), столько их вновь образуется из ионов (ассоциация). Поэтому в уравнениях электролитической диссоциации вместо знака равенства ставят знак обратимости.

Например:

KA ↔ K + + A − ,

где KA - молекула электролита, K + - катион, A − - анион.

Учение о химической связи помогает ответить на вопрос, почему электролиты диссоциируют на ионы. Легче всего диссоциируют вещества с ионной связью, так как они уже состоят из ионов (см. Химическая связь). При их растворении диполи воды ориентируются вокруг положительного и отрицательного ионов. Между ионами и диполями воды возникают силы взаимного притяжения. В результате связь между ионами ослабевает, происходит переход ионов из кристалла в раствор. Аналогично диссоциируют и электролиты, молекулы которых образованы по типу ковалентной полярной связи. Диссоциация полярных молекул может быть полной или частичной - всё зависит от степени полярности связей. В обоих случаях (при диссоциации соединений с ионной и полярной связью) образуются гидратированные ионы, т. е. ионы, химически связанные с молекулами воды.

Основоположником такого взгляда на электролитическую диссоциацию был почетный академик И. А. Каблуков . В отличие от теории Аррениуса, не учитывавшей взаимодействия растворенного вещества с растворителем, И. А. Каблуков к объяснению электролитической диссоциации применил химическую теорию растворов Д. И. Менделеева. Он показал, что при растворении происходит химическое взаимодействие растворенного вещества с водой, которое приводит к образованию гидратов, а затем они диссоциируют на ионы . И. А. Каблуков полагал, что в водном растворе содержатся только гидратированные ионы. В настоящее время это представление общепринято. Итак, гидратация ионов - основная причина диссоциации. В других, неводных растворах электролитов химическая связь между частицами (молекулами, ионами) растворенного вещества и частицами растворителя называется сольватацией.

Гидратированные ионы имеют как постоянное, так и переменное число молекул воды. Гидрат постоянного состава образует ионы водорода Н + , удерживающие одну молекулу воды,- это гидратированный протон H + (H 2 O). В научной литературе его принято изображать формулой H 3 O + (или OH 3 +) и называть ионом гидроксония.

Поскольку электролитическая диссоциация - процесс обратимый, то в растворах электролитов наряду с их ионами присутствуют и молекулы. Поэтому растворы электролитов характеризуются степенью диссоциации (обозначается греческой буквой а). Степень диссоциации - это отношение числа молекул, распавшихся на ионы, n к общему числу растворенных молекул N:

Степень диссоциации электролита определяется опытным путем и выражается в долях единицы или в процентах. Если α = 0, то диссоциация отсутствует, а если α = 1, или 100%, то электролит полностью распадается на ионы. Различные электролиты имеют различную степень диссоциации. С разбавлением раствора она увеличивается, а при добавлении одноименных ионов (одинаковых с ионами электролита) - уменьшается.

Однако для характеристики способности электролита диссоциировать на ионы степень диссоциации не очень удобная величина, так как она. зависит от концентрации электролита. Более общей характеристикой является константа диссоциации K. Ее легко вывести, применив закон действия масс к равновесию диссоциации электролита (1):

K = () / ,

где KA - равновесная концентрация электролита, и - равновесные концентрации его ионов (см. Равновесие химическое). K от концентрации не зависит. Она зависит от природы электролита, растворителя и температуры. Для слабых электролитов чем больше K (константа диссоциации), тем сильнее электролит, тем больше ионов в растворе.

Сильные электролиты констант диссоциации не имеют. Формально их можно вычислить, но они не будут постоянными при изменении концентрации.

Электролиты и неэлектролиты

Из уроков физики известно, что растворы од­них веществ способны проводить электрический ток, а других - нет.

Вещества, растворы которых проводят электрический ток, называются электролитами .

Вещества, растворы кото­рых не проводят электрический ток, называются неэлектролитами . Например растворы сахара, спирта, глюкозы и некоторых других веществ не проводят элек­трический ток.

Электролитические диссоциация и ассоциация

Почему же растворы элек­тролитов проводят электри­ческий ток?

Шведский ученый С. Ар­рениус, изучая электропро­водность различных веществ, пришел в 1877 г. к выводу, что причиной электропровод­ности является наличие в растворе ионов , которые образуются при растворении электролита в воде.

Процесс распада электролита на ионы называ­ется электролитической диссоциацией .

С. Аррениус, который придерживался физиче­ской теории растворов, не учитывал взаимодей­ствия электролита с водой и считал, что в раство­рах находятся свободные ионы. В отличие от него русские химики И. А. Каблуков и В. А. Кистяков- ский применили к объяснению электролитической диссоциации химическую теорию Д. И. Менделеева и доказали, что при растворении электролита про­исходит химическое взаимодействие растворенного вещества с водой, которое приводит к образованию гидратов, а затем они диссоциируют на ионы . Они считали, что в растворах находятся не свободные, не «голые» ионы, а гидратированные, т. е. «одетые в шубку» из молекул воды.

Молекулы воды представляют собой диполи (два полюса), так как атомы водорода расположены под углом 104,5°, благодаря чему молекула имеет угло­вую форму. Молекула воды схематически представ­лена ниже.

Как правило, легче всего диссоциируют веще­ства с ионной связью и, соответственно, с ионной кристаллической решеткой, так как они уже состо­ят из готовых ионов. При их растворении диполи во­ды ориентируются противоположно заряженными концами вокруг положительных и отрицательных ионов электролита.

Между ионами электролита и диполями воды возникают силы взаимного притяжения . В ре­зультате связь между ионами ослабевает, и про­исходит переход ионов из кристалла в раствор. Очевидно, что последовательность про­цессов, происходящих при диссоциации веществ с ионной связью (солей и щелочей), будет такой:

1) ориентация молекул (диполей) воды около ио­нов кристалла;

2) гидратация (взаимодействие) молекул воды с ионами поверхностного слоя кристалла;

3) диссоциация (распад) кристалла электролита на гидратированные ионы.

Упрощенно происходящие процессы можно от­разить с помощью следующего уравнения:

Аналогично диссоциируют и электролиты, в мо­лекулах которых ковалентная связь (например, мо­лекулы хлороводорода HCl, смотри ниже); только в этом случае под влиянием диполей воды происходит превращение ковалентной полярной связи в ион­ную; последовательность процессов, происходящих при этом, будет такой:

1) ориентация молекул воды вокруг полюсов моле­кул электролита;

2) гидратация (взаимодействие) молекул воды с молекулами электролита;

3) ионизация молекул электролита (превращение ковалентной полярной связи в ионную);

4) диссоциация (распад) молекул электролита на гидратированные ионы.

Упрощенно процесс диссоциации соляной кис­лоты можно отразить с помощью следующего урав­нения:

Следует учитывать, что в растворах электро­литов хаотически движущиеся гидратированные ионы могут столкнуться и вновь объединиться между собой. Этот обратный процесс называется ассоциацией. Ассоциация в растворах происходит параллельно с диссоциацией, поэтому в уравнени­ях реакций ставят знак обратимости.

Свойства гидратированных ионов отличаются от свойств негидратированных. Например, негидрати­рованный ион меди Cu 2+ - белый в безводных кри­сталлах сульфата меди (II) и имеет голубой цвет, когда гидратирован, т. е. связан с молекулами во­ды Cu 2+ nH 2 O. Гидратированные ионы имеют как постоянное, так и переменное число молекул воды.

Степень электролитической диссоциации

В растворах электролитов наряду с ионами при­сутствуют и молекулы. Поэтому растворы электро­литов характеризуются степенью диссоциации , ко­торая обозначается греческой буквой а («альфа»).

Это отношение числа частиц, распавшихся на ионы (N g), к общему числу растворенных частиц (N p).

Степень диссоциации электролита определяется опытным путем и выражается в долях или про­центах. Если а = 0, то диссоциация отсутствует, а если а = 1, или 100 %, то электролит полностью распадается на ионы. Различные электролиты име­ют различную степень диссоциации, т. е. степень диссоциации зависит от природы электролита. Она также зависит и от концентрации: с разбавлением раствора степень диссоциации увеличивается.

По степени электролитической диссоциации электролиты делятся на сильные и слабые.

Сильные электролиты - это электролиты, кото­рые при растворении в воде практически полностью диссоциируют на ионы. У таких электролитов зна­чение степени диссоциации стремится к единице.

К сильным электролитам относятся:

1) все растворимые соли;

2) сильные кислоты, например: H 2 SO 4 , HCl, HNO 3 ;

3) все щелочи, например: NaOH, KOH.

Слабые электролиты - это такие электроли­ты, которые при растворении в воде почти не дис­социируют на ионы. У таких электролитов значе­ние степени диссоциации стремится к нулю.

К слабым электролитам относятся:

1) слабые кислоты - H 2 S, H 2 CO 3 , HNO 2 ;

2) водный раствор аммиака NH 3 H 2 O;

4) некоторые соли.

Константа диссоциации

В растворах слабых электролитов вследствие их неполной диссоциации устанавливается динамичес­кое равновесие между недиссоциированными моле­кулами и ионами . Например, для уксусной кислоты:

Можно применить к этому равновесию закон действующих масс и записать выражение констан­ты равновесия:

Константу равновесия, характеризующую про­цесс диссоциации слабого электролита, называют константой диссоциации .

Константа диссоциации характеризует способ­ность электролита (кислоты, основания, воды) диссо­циировать на ионы . Чем больше константа, тем лег­че электролит распадается на ионы, следовательно, тем он сильнее. Значения констант диссоциации для слабых электролитов приводятся в справочниках.

Основные положения теории электролитической диссоциации

1. При растворении в воде электролиты диссо­циируют (распадаются) на положительные и отри­цательные ионы.

Ионы - это одна из форм существования хими­ческого элемента. Например, атомы металла натрия Na 0 энергично взаимодейству­ют с водой, образуя при этом щелочь (NaOH) и водород Н 2 , в то время как ионы натрия Na + таких продуктов не обра­зуют. Хлор Cl 2 имеет желто­зеленый цвет и резкий запах, ядовит, а ионы хлора Cl — бесцветны, не ядовиты, лишены запаха.

Ионы - это положительно или отрицательно заряженные частицы, в которые превращаются атомы или группы атомов одного или нескольких химических элементов в результате отдачи или присоединения электронов.

В растворах ионы беспорядочно передвигаются в различных направлениях.

По составу ионы делятся на простые - Cl — , Na + и сложные - NH 4 + , SO 2 — .

2. Причиной диссоциации электролита в вод­ных растворах является его гидратация, т. е. взаи­модействие электролита с молекулами воды и раз­рыв химической связи в нем.

В результате такого взаимодействия образуются гидратированные, т. е. связанные с молекулами во­ды, ионы. Следовательно, по наличию водной обо­лочки ионы делятся на гидратированные (в раствоpax и кристаллогидратах) и негидратированные (в безводных солях).

3. Под действием электрического тока положитель­но заряженные ионы движутся к отрицательному по­люсу источника тока - катоду и поэтому называют­ся катионами, а отрицательно заряженные ионы движутся к положительному полюсу ис­точника тока - аноду и по­этому называются анионами.

Следовательно, существу­ет еще одна классификация ионов - по знаку их заряда .

Сумма зарядов катионов (Н + , Na + , NH 4 + , Cu 2+) равна сумме зарядов анионов (Cl — , OH — , SO 4 2-), вследствие че­го растворы электролитов (HCl, (NH 4) 2 SO 4 , NaOH, CuSO 4) остаются электронейтральными.

4. Электролитическая диссоциация - процесс обратимый для слабых электролитов.

Наряду с процессом диссоциации (распад элек­тролита на ионы) протекает и обратный процесс - ассоциация (соединение ионов). Поэтому в уравне­ниях электролитической диссоциации вместо знака равенства ставят знак обратимости, например:

5. Не все электролиты в одинаковой мере диссо­циируют на ионы.

Зависит от природы элек­тролита и его концентрации. Химические свойства растворов электролитов определяются свойствами тех ионов, которые они образуют при диссоциации.

Свойства растворов слабых электролитов об­условлены молекулами и ионами, образовавшими­ся в процессе диссоциации, которые находятся в динамическом равновесии друг с другом.

Запах уксусной кислоты обусловлен наличием молекул CH 3 COOH, кислый вкус и изменение окра­ски индикаторов связаны с наличием в растворе ионов H + .

Свойства растворов сильных электролитов опре­деляются свойствами ионов, которые образуются при их диссоциации.

Например, общие свойства кислот, такие как кислый вкус, изменение окраски индикаторов и др., обусловлены наличи­ем в их растворах катионов водорода (точнее, ионов оксония H 3 O +). Общие свойства щелочей, такие как мылкость на ощупь, изменение окраски индикаторов и др. связаны с присутствием в их рас­творах гидроксид-ионов OH — , а свойства солей - с распадом их в растворе на катионы металла (или аммония) и анионы кислотных остатков.

Согласно теории электролитической диссоциа­ции все реакции в водных растворах электролитов являются реакциями между ионами . Этим обуслов­лена высокая скорость многих химических реак­ций в растворах электролитов.

Реакции, протекающие между ионами, называ­ют ионными реакциями , а уравнения этих реак­ций - ионными уравнениями .

Реакции ионного обмена в водных растворах мо­гут протекать:

1. Необратимо , до конца.

2. Обратимо , то есть протекать одновременно в двух противоположных направлениях. Реакции обмена между сильными электролита­ми в растворах протекают до конца или практи­чески необратимы, когда ионы, соединяясь друг с другом, образуют вещества:

а) нерастворимые;

б) малодиссоциирующие (слабые электролиты);

в) газообразные.

Приведем несколько примеров молекулярных и сокращенных ионных уравнений:

Реакция необратима , т. к. один из ее про­дуктов - нерастворимое вещество.

Реакция нейтрализации необратима , т. к. об­разуется малодиссоциирующее вещество - вода.

Реакция необратима , т. к. образуется газ CO 2 и малодиссоциирующее вещество - вода.

Если среди исходных веществ и среди продуктов реакции имеются слабые электролиты или мало­растворимые вещества, то такие реакции являются обратимыми, т. е. до конца не протекают.

В обратимых реакциях равновесие смещается в сторону образования наименее растворимых или наименее диссоциированных веществ.

Например:

Равновесие смещается в сторону образования более слабого электролита - H 2 O. Однако до конца такая реакция протекать не будет: в растворе оста­ются недиссоциированные молекулы уксусной кис­лоты и гидроксид-ионы.

Если исходные вещества - сильные электро­литы, которые при взаимодействии не образуют нерастворимых или малодиссоциирующих веществ или газов, то такие реакции не протекают: при сме­шивании растворов образуется смесь ионов.

Справочный материал для прохождения тестирования:

Таблица Менделеева

Таблица растворимости

Все вещества по способности в растворе или в расплавленном состоянии проводить электрический ток можно подразделить на две группы: электролиты и неэлектролиты.

Электролитами называются вещества, растворы или расплавы которых проводят электрический ток. К электролитам относятся кислоты, основания и соли.

Неэлектролитами называются вещества, растворы или расплавы которых электрический ток не проводят. Например, многие органические вещества.

Способность электролитов (проводников II рода) проводить электрический ток принципиально отличается от электропроводности металлов (проводников I рода): электропроводность металлов обусловлена движением электронов, а электропроводность электролитов связана с движением ионов.

Было обнаружено, что в растворах кислот, оснований и солей экспериментально найденные значения p, tкрист., tкип., pосм, больше теоретически рассчитанных для того же раствора по его молярной концентрации в i раз (i - изотонический коэффициент). Причем число частиц в растворе NaCl увеличилось почти в 2 раза, а в растворе СаCl2 - в 3 раза.

Для объяснения особенностей поведения электролитов шведским ученым С.Аррениусом в 1887 г. была предложена теория, получившая название теории электролитической диссоциации . Сущность теории состоит в следующем:

• 1. Электролиты при растворении в воде распадаются (диссоциируют) на заряженные частицы (ионы) - положительно заряженные катионы (Na+, K+, Ca2+, H+) и отрицательно заряженные анионы (Cl-, SO42-, CO32-, OH-). Свойства ионов совершенно иные, чем у образовавших их атомов. Распад нейтрального вещества на ионы в результате химического взаимодействия с растворителем называют электролитической диссоциацией.
• 2. Под действием электрического тока ионы приобретают направленное движение: катионы движутся к отрицательно заряженному электроду (катоду), анионы - к положительно заряженному электроду (аноду).
• 3. Диссоциация - процесс обратимый и равновесный. Это означает, что параллельно с распадом молекул на ионы (диссоциация), идет процесс соединения ионов в молекулы (ассоциация): КА К+ + А-.
• 4. В растворе ионы находятся в гидратированном состоянии.

Для количественной оценки электролитической диссоциации используется понятие степени электролитической диссоциации () - отношение числа молекул, распавшихся на ионы, к общему числу растворенных молекул. Степень диссоциации определяется опытным путем и выражается в долях или процентах. Степень электролитической диссоциации зависит от природы растворителя и растворяемого вещества, температуры и концентрации раствора:

• 1. Чем более полярен растворитель, тем выше степень диссоциации в нем электролита.
• 2. Диссоциации подвергаются вещества с ионной и ковалентной полярной связью.
• 3. Повышение температуры, увеличивает диссоциацию слабых электролитов.
• 4. При уменьшении концентрации электролита (при разбавлении) степень диссоциации увеличивается.

В зависимости от величины степени диссоциация условно электролиты (при концентрации их растворов 0,1 М) делят на:

По виду образующихся при диссоциации ионов все электролиты можно разделить на кислоты, основания, соли.

Кислоты - электролиты, диссоциирующие с образованием только катионов H+ и кислотного остатка (Cl- - хлорид, NO3- - нитрат, SO42- - сульфат, HCO3 гидрокарбонат, CO32 карбонат). Например: НСl Н++Сl-, H2SO4 2Н++SO42- .

Наличие в растворах кислот иона водорода, точнее, гидратированного иона Н3O+, обусловливает общие свойства кислот (кислый вкус, действие на индикаторы, взаимодействие со щелочами, взаимодействие с металлами с выделением водорода и пр.).

В многоосновных кислотах диссоциация происходит ступенчато, причем каждая ступень характеризуется своей величиной степени диссоциации. Так, ортофосфорная кислота диссоциирует по трем ступеням:

I ступень	H3РO4 Н+ + H2РO4-
II ступень	H2РO4- Н+ + HРO42-
III ступень	HРO42- Н+ + РO43-

Причем 3<2<1, т.е. распад электролита на ионы протекает, в основном, по первой ступени и в растворе ортофосфорной кислоты будут находиться преимущественно ионы Н+ и H2РO4-. Причины этого в том, что ионы водорода значительно сильнее притягиваются к трехзарядному иону РO43- и двухзарядному иону HРO42-, чем к однозарядному H2РO4-. Кроме того, на 2-ой и 3-ей ступенях имеет место смещение равновесия в сторону исходной формы по принципу Ле-Шателье за счет накапливающихся ионов водорода.

Основания - электролиты, диссоциирующие с образованием в качестве анионов только гидроксид-ионы (OH-). После отрыва OH- остаются катионы: Na+, Cа2+, NH4+. Например: NaOH Na+ + ОН-, Са(ОН)2 Са2+ + 2 OН-.

Общие свойства оснований (мыльность на ощупь, действие на индикатор, взаимодействие с кислотами и пр.) определяются наличием в растворах оснований гидроксо-группы ОН-.

Для многокислотных оснований характерна ступенчатая диссоциация:

I ступень	Ва(ОН)2 Ва(ОН)+ + OН-
II ступень	Ва(ОН)+ Ва2+ + OН-

Диссоциация амфотерных гидроксидов протекает как по типу основания, так и по типу кислоты. Так, диссоциация гидроксида цинка может протекать по следующим направлениям (при этом равновесие сдвигается в зависимости от среды по принципу Ле-Шателье):

Соли - это электролиты, диссоциирующие на катионы металла (или заменяющих его групп) и анионы кислотного остатка.

Средние соли диссоциируют полностью: CuSO4 Cu2+ + SO42-. В отличие от средних солей, кислые и основные соли диссоциируют ступенчато:

I ступень	NaНСО3 Na+ + НСО3-	Сu(ОН)Cl Сu(ОН)+ + Cl-
II ступень	НСО3- Н+ + СО32-	Сu(ОН)+ Сu2+ + OН-,

причем степень диссоциации солей по второй ступени очень мала.

Реакции обмена в растворах электролитов - это реакции между ионами. Необходимым условием протекания реакций обмена в растворах электролитов является образование слабодиссоциирующих соединений или соединений, выделяющихся из раствора в виде осадка или газа.

При написании уравнений реакций в ионно-молекулярном виде слабодиссоциирующие, газообразные и труднорастворимые соединения записывают в виде молекул , а растворимые сильные электролиты - в виде ионов. При написании ионных уравнений следует обязательно руководствоваться таблицей растворимости кислот, оснований и солей в воде (Приложение А).

Рассмотрим методику написания ионных уравнений на примерах.

Пример 1. Напишите в ионно-молекулярной форме уравнение реакции:

ВаСl2 + K2SО4 = ВаSО4 + 2KСl

Решение: Соли являются сильными электролитами и практически полностью диссоциируют на ионы. Так как ВаSО4 - практически нерастворимое соединение (см. таблицу приложения А), основная часть сульфата бария будет находиться в недиссоциированном виде, поэтому это вещество запишем в виде молекул, а остальные соли, являющиеся растворимыми, в виде ионов:

Ва2+ + 2Сl- + 2K+ + SО42- = ВаSО4 + 2K+ + 2Сl-

Как видно из полученного полного ионно-молекулярного уравнения, ионы K+ и Сl- не взаимодействуют, поэтому, исключив их, получим краткое ионно-молекулярное уравнение:

Ва2+ + SО42- = ВаSО4 ,

Стрелка показывает, что образующееся вещество выпадает в осадок.

Ионными уравнениями могут быть изображены любые реакции, протекающие в растворах между электролитами. Причем суть любой химической реакции отображает именно краткое ионно-молекулярное уравнение. На основании ионно-молекулярного уравнения можно легко написать молекулярное.

Пример 2. Подберите молекулярное уравнение к следующему ионно-молекулярному уравнению: 2Н+ + S2- = Н2S.

Решение: Ионы водорода образуются при диссоциации любой сильной кислоты, например НСl. К ионам водорода в кратком ионном уравнении необходимо добавить два иона хлора. К сульфид-ионам следует добавить катионы (например, 2K+), образующие растворимый, хорошо диссоциирующий электролит. Затем такие же ионы нужно написать в правой части. Тогда полное ионно-молекулярное и молекулярное уравнения будут иметь вид:

• 2Н+ + 2Сl- + 2K+ + S2- = Н2S + 2K+ + 2Сl-
• 2 НСl + K2S = Н2S + 2 KСl-

Цели: сформировать понятия об электролитах и неэлектролитах, ЭД, раскрыть механизм диссоциации веществ с ионной и ковалентной полярной связью, ввести понятие «степень электролитической диссоциации» и показать ее зависимости от различных факторов; сформулировать основные положения ТЭД; формировать умения у обучающихся составлять уравнения диссоциации;

развивать умения сравнивать, анализировать и делать выводы, навыки само– и взаимоконтроля, интеллектуальные способности;

воспитывать компетентную личность с практической направленностью.

Оборудование: компьютер, мультимедийный проектор, экран, прибор для определения электропроводности растворов, штативы с лапкой и кольцом, модель-аппликация «Механизм ЭД»

Реактивы: Н 2 О дист., NaCl кр., NaOH кр., ледяная уксусная кислота CH 3 COOH, С 12 Н 22 О 11 кр.; р-р Н 2 SO 4 , на каждую парту: растворы индикаторов метилоранжа, фенолфталеина, р-ры HCl, NaОН, Na 2 SO 4.

Ход урока

I. Организационный момент

II. Сообщение темы, постановка цели. Рефлексия

(Запись в тетрадь темы урока)

Учитель: Речь пойдет о самом удивительном веществе нашей планеты, без которого нет жизни – это воде, её роли при растворении веществ.

Прежде чем начать изучение новой темы, я хочу проверить ваше настроение. Зарисуйте свое настроение в индивидуальном сопроводительном листе, который находится у Вас на парте. (Приложение 1)

III. Изучение нового материала

1 этап. Электролиты, неэлектролиты.

Учитель: Обратимся к истории 1837 года. В этот период в Лондоне в лаборатории Королевского института работали два учёных: Гемфри Деви и Майкл Фарадей. Они начали исследования в области электричества и ввели понятия, которыми мы пользуемся до сих пор. Деви и Фарадей проводили опыты по определению электропроводности растворов, используя специальный прибор, модель которого представлена у Вас на рис. 126 с.193 (О.С.Габриелян, Химия 8). Он состоит из 2-х электродов, лампочки и розетки. При опускании электродов в исследуемое вещество, если оно проводит ток, то лампочка загорается, если не проводит – не загорается.

Давайте и мы проведем исследования (Демонстрация электрической проводимости различных веществ с помощью специального прибора).

Беседа с классом:

– Предварительно вспомним, на какие 2 группы делят все химические соединения по типу химической связи?

Результаты эксперимента отмечаем в таблице сопроводительного листа. (Приложение 1)

Проверка электропроводности воды прибором

Беседа:

– Как Вы думаете, проводит вода электрический ток?
– Какой тип химической связи у воды? (Ковалентная слабо полярная )
– К какому классу химических соединений она относится?
– Проверим электропроводность прибором. (Не проводит ток).

(Отмечаем в таблице. )

Проверка электропроводности у поваренной соли NaCl кристаллической.

– Какой тип химической связи у этого соединения?
– К какому классу оно относится?
– Как вы думаете, проводит NaClкр. электрический ток?
– Проверим прибором (Нет) .
– А теперь добавим воду в соль и проверим электропроводность этого раствора.
– Как Вы думаете, будет раствор поваренной соли проводить электрический ток? (Этот опыт может проделать ученик)
– Как Вы думаете почему? На этот вопрос мы дадим ответ немного позже. А сейчас продолжим исследование. И так далее….
– Какой вывод мы можем сделать на основе проведенных исследований?

(Вывод: Одни вещества проводят ток, а другие нет)

Учитель: Вещества, растворы которых проводят электрический ток назвали электролитами, а вещества, которые не проводят ток – неэлектролитами

– А какие вещества проводят электрический ток? (Растворы кислот, щелочей, солей. )
– С каким видом химической связи растворы веществ проводят электрический ток? (Ионной, ковалентной сильно полярной)
– Какие вещества не проводят электрический ток? (Все кристаллические вещества, оксиды, газы)
– С каким видом химической связи вещества не проводят электрический ток? (С ковалентной неполярной и слабо полярной)

Закрепление этапа 1: Задание 1 . Блиц-опрос :

– Сформулируйте определения электролитов и неэлектролитов. (Запись в тетрадь )
– Какой тип химической связи характерен электролитам и неэлектролитам?
– Классы каких веществ относятся к электролитам и неэлектролитам?
– Где Вы в жизни встречались с электролитами? (Аккумуляторы в автомобилях)

Задание 2. Выберите из перечня веществ электролиты и неэлектролиты, определив вид химической связи. Ответ поясните.

2 этап: Механизм электролитической диссоциации .

Продолжение беседы:

– Какие частицы могут создавать электрический ток в растворе? (Движущие заряженные частицы)
– Почему и при каких условиях вещества проводят электрический ток?

(Они распадаются на ионы при растворении или расплавлении, являются проводниками второго рода. Прохождение тока происходит за счёт переноса ионов, а не электронов. Металлы – проводники первого рода (ток создается за счет свободных электронов).

– А какие заряженные частицы могут быть в растворах, например, у веществ с ионной связью – растворе NaCl? (Свободные ионы)

Внимание: В кристаллах ионы не свободные, а находятся в узлах кристаллической решетки.

– Что же происходит с кристаллом при растворении его в воде?

– Какова роль воды в этом процессе?

(Вода взаимодействует с электролитом и он под действием воды распадается на ионы).

Рассмотрим механизм этого процесса.

Сначала рассмотрим строение молекулы воды

Вода (диполь) < 104,5 0

Сообщение: Интересное о воде… (Приложение 3)

Механизм электролитической диссоциации с ионной связью на примере NaCl

Рассмотрите схему процесса (рис.127, с.195, Химия, 9, О.С.Габриелян).

– Что происходит с диполями воды?

Этот процесс называется ориентация . (Запись в тетрадь)

гидратация . (Запись в тетрадь)

3.Во время гидратации возникают силы взаимного притяжения между диполями и ионами, химическая связь между ионами кристалла ослабевает и ионы, окруженные «водным одеялом» отрываются и переходят в раствор.

Происходит распад – диссоциация .

Ионы, окруженные водной оболочкой, называют гидратированными .

Процесс диссоциации упрощенно можно записать: NaCl = Na + + Cl -

(Катионы, анионы)
– Они простые или сложные? (Простые)

– Итак, какие 3 процесса происходят при растворении веществ с ионной связью в воде?

1. ориентация
2. гидратация
3. диссоциация. Демонстрация процесса диссоциации. (Анимация )

Задание для учащихся

С помощью модели-аппликации покажите на магнитной доске механизм диссоциации электролита с ионной связью и прокомментируйте это

Механизм электролитической диссоциации веществ с ковалентной полярной связью на примере НCl

– А каков механизм диссоциации электролита с ковалентной полярной связью?
– Рассмотрите схему процесса (рис.128, с.196, в учебнике).
– Что происходит с диполями воды?

1. Диполи ориентируются отрицательными концами вокруг положительных ионов, а положительными вокруг отрицательных.

Этот процесс называется ориентация . (Запись в тетрадь)

2. Между ионами электролита и диполями происходит взаимодействие. Этот процесс называется гидратация . (Запись в тетрадь)

3.Под действием диполей воды происходит превращение ковалентной полярной связи в ионную, то есть происходит ионизация молекул электролита.

4. Происходит распад – диссоциация .

Процесс диссоциации упрощенно можно записать: НCl = Н + + Cl -

– Как называют распавшиеся ионы?
– Они простые или сложные?
– Итак, какие процессы происходят при растворении веществ с ковалентной полярной связью в воде?

1. ориентация
2. гидратация
3. ионизация
4. диссоциация

Демонстрация процесса диссоциации. (Анимация )

Задание для учащихся

С помощью модели-аппликации покажите на магнитной доске механизм диссоциации электролита с ковалентной полярной связью и прокомментируйте это

Вывод: при растворении в воде вещества взаимодействуют с диполями, распадаются на свободные гидратированные ионы и проводят электрический ток. Гидратация ионов является основной причиной диссоциации электролита.

К такому выводу пришел шведский ученый Сванте Аррениус в 1887 году.

Вернемся к истории.

Учитель: Так как диссоциация происходит у электролитов, поэтому ее называют электролитической.

Оказывается электролитами являются не только растворы кислот, солей и щелочей, но и их расплавы.

Давайте сформулируем определение ЭД.

По лесенке поднимемся к вершине горы, теме сегодняшнего урока.

– Какие ключевые слова мы применяли при исследованиях, выводах?

Что происходит с веществом при диссоциации? «распад»

– Какое вещество распадается? «электролит»
– На какие частицы распадается электролит? «ионы»
– При каких условиях распадается? «при растворении в роде или расплавлении»
– Повторим!!!

Процесс обратный диссоциации называется ассоциацией.

– Какиебывают ионы? Заполните схему:

И выполните задание.

– Отличаются ли ионы от атомов или молекул? Если да, то чем?

3 этап: Степень диссоциации. Сильные и слабые электролиты.

Учитель: Все ли электролиты в одинаковой степени проводят электрический ток? (Нет)

– Продолжим исследование с уксусной кислотой.

Демонстрация опыта:

Учитель: Проверим электропроводность концентрированной уксусной кислоты.

Беседа с классом:

– Что вы наблюдаете? (Лампочка горит очень слабо)

Вывод: не все электролиты в одинаковой степени проводят электрический ток. Бывают сильные и слабые электролиты.

Характеристикой силы электролита является степень диссоциации и обозначается α. α можно вычислить по формуле.

Для слабых электролитов процесс диссоциации обратим. HNO 2 ↔ H + + NO 2 -

Подробная информационная карта у вас на столах в сопроводительном листе.

– А можно ли «слабого сделать сильным», то есть увеличить степень диссоциации?

– От чего зависит α?

Продолжим исследования (Демонстрация опыта)

Беседа с классом:

1. Нагреем уксусную кислоту.
– Что Вы наблюдаете? От чего же зависит α?

2. Разбавим кислоту водой, то есть уменьшим её концентрацию.
– Что наблюдаете? От чего еще зависит α?

Вывод: α зависит от t, C. Если температуру увеличить α тоже увеличивается, если концентрацию увеличить α уменьшается.

4 этап: Кислоты, основания соли с точки зрения ЭД.

Учитель: Рассмотрим наглядно диссоциацию кислот, оснований и солей и составим уравнения их диссоциации на примере модельных схем ЭД кислот, щелочей и солей

Работа и беседа учителя с классом:

– Составьте алгоритм написания данных уравнений (по образцу).
– На какие ионы диссоциируют кислоты?
– Сформулируйте определение кислот с точки зрения ЭД. -Каким ионом будут определяться их свойства?
– Докажите экспериментально, что у вас в пробирке №1 кислота.(Обучающиеся выполняют лабораторный опыт)
– На какие ионы диссоциируют основания?
– Сформулируйте определение оснований с точки зрения ЭД.
– Каким ионом будут определяться их свойства?
– Докажите экспериментально, что у вас в пробирке №2 щелочь.

(Обучающиеся выполняют лабораторный опыт)

– На какие ионы диссоциируют соли?
– Сформулируйте определение солей с точки зрения ЭД.
– Каким ионом будут определяться их свойства? (Разными)

5 этап: Физкультминутка для глаз

А теперь все отдохнем
Глазки крепенько сожмем
Поморгаем раз пяток
И продолжим наш урок
Крепко глазки зажмурим
Вспомним всё и повторим:
Раз, да, три, четыре, пять
Вернемся к диссоциации опять.
Истина всегда проста:
Щелочь, соль и кислота
Пропускают ток всегда,
Если их раствор – вода.

Почему же кислород,
Спирт, глюкоза и азот,
Растворенные в воде,
Не пропустят ток нигде?

Потому что вещества –
Неживые существа,
И зависят свойства их,
Сложных и совсем простых,
От строения частиц,
Микромира без границ.
А раствор, где ток бурлит,
Назван был электролит

Укрепляя мышцы глаз,
Взгляд меняем 8 раз
То поближе, то подальше
Посмотреть прошу я Вас.
От усталости спасет
Вас глазной круговорот.
Круга 3 вращайте влево,
А потом наоборот!

IV. Закрепление

1. Задания в игровой форме, проблемно-поисковые задания на слайдах.
2. Самостоятельная работа на 10 мин (Слайд )

V. Обобщающие выводы

Учитель: Все сегодняшние полученные знания можно обобщить в одной теории, которая называется теорией электролитической диссоциации (ТЭД)

Основные положения сформулированы в опорном конспекте (Приложение 4 ).

Работа с опорным конспектом

1. Все вещества делятся на электролиты и неэлектролиты. ТЭД изучает электролиты.
2. При растворении в воде эл-ты диссоциируют на ионы.
3. Причина диссоциации – гидратация, то есть взаимодействие электролита с молекулами воды и разрыв химической связи в нем.
4. Под действием эл. тока + ионы(катионы) движутся к катоду, а отрицательные (анионы) к аноду.
5. ЭД обратима для слабых электролитов.
6. Не все электролиты в одинаковой степени диссоциируют на ионы. Поэтому они делятся на сильные и слабые и характеризуются степенью диссоциации, которая зависит от разных причин.
7. Химические свойства растворов электролитов определяются свойствами тех ионов, которые они образуют при диссоциации.
8. По характеру образующихся ионов различают 3 типа электролитов.

VI. Подведение итога урока. Домашнее задание

§35,36; упр. № 4,5 с.203,

Индивидуальные доп.зад. в раб. тетр. №18, с.124, №20 с.126

Учитель: Прежде чем закончить урок, я хочу проверить ваше настроение в конце урока. Зарисуйте свое настроение в индивидуальном сопроводительном листе, который находится у Вас на парте. (Приложение 1)

Заключение

Ты – молодчина! И в это поверь.
Открыта тобой в мир химии дверь.
Надеемся все мы, что лет через пять,
Прекрасным ученым сможешь ты стать.

Лекция. Теория электролитической диссоциации.

Электролиты, неэлектролиты. Электролитическая диссоциация.

Причину отклонения от законов Вант-Гоффа и Рауля впервые установил в 1887 г шведский ученый Сванте Аррениус, предложив теорию электролитической диссоциации, которая основывается на двух постулатах:

· Вещества, растворы которых являются электролитами (т.е. проводят электрический ток), при растворении распадаются на частицы (ионы), которые образуются в результате диссоциации растворенного вещества. Число частиц при этом увеличивается. Ионы, заряженные положительно получили название катионы , т.к. под действием электрического поля движутся к катоду.Ионы заряженные отрицательно – анионы , т.к. под действием электрического поля движутся к аноду. К электролитам относятся соли, кислоты и основания.

Al(NO3)3 ® Al ³ + + NO3ֿ

· Электролиты диссоциируют не полностью. Способность вещества к диссоциации характеризуется значением степени электролитической диссоциации - a. Степенью электролитической диссоциации называется отношение количества вещества электролита, распавшегося на ионы, к общему количеству растворенного электролита.

a = nионизированное / Nрастворенное

n-количество молекул распавшихся на ионы

N-общее количество молекул в растворе

a- степень электролитической диссоциации

Значение a может изменяться от 0 до 1, часто a выражается в процентах (от 0 до 100%). Степень диссоциации показывает, какая часть растворенного количества электролита при данных условиях находится в растворе в виде гидратированных ионов.

Причины электролитической диссоциации обусловлены:

· характером химических связей в соединениях (к электролитам относятся вещества с ионной или ковалентной сильнополярной связью)

· характером растворителя: молекула воды полярна, т.е. является диполем

Таким образом, электролитической диссоциацией называют процесс распадаионных или полярных соединений на ионы под действием полярных молекул растворителя.

Механизм электролитической диссоциации.

Теорию Аррциуса значительно развили русские ученые И.А.Каблуков и В.А.Кистяковский, они доказали, что при растворении электролита происходит химическое взаимодействие растворенного вещества с водой, которое приводит к образованию гидратов, а затем они диссоциируют на ионы, т.е. в растворе находятся гидратированные ионы.

Легче всего диссоциация вещества с ионной связью. Последовательность процессов происходящих при диссоциации веществ с ионной связью (солей, щелочей) будет такой:

· ориентация молекул диполей воды около ионов кристалла

· гидратация (взаимодействие) молекул воды с ионами поверхностного слоя кристалла

· диссоциация (распад) кристалла электролита на гидратированные ионы.

С учетом гидратации ионов уравнение диссоциации выглядит так:

NaCl + X H2O ® Na + n H2O + Cl - n H2O

Так как состав гидратированных ионов не всегда постоянен, уравнение записывают сокращенно:

NaCl ® Na + + Cl -

Аналогично происходит и процесс диссоциации веществ с полярной связью, последовательность происходящих процессов следующая:

· ориентация молекул воды вокруг полюсов молекулы электролита

· гидратация (взаимодействие) молекулы воды с молекулами электролита

· ионизация молекул электролита (превращение ковалентной полярной связи в ионную)

· диссоциация (распад) молекул электролита на гидратированные ионы.

HCl + H2O ® H3O + + Cl -

HCl ® H + + Cl -

В процессе диссоциации ион водорода в свободном виде не встречается, только в виде иона гидроксония H3O + .